Datasets:

rafalposwiata

/

open-coursebooks-pl

like 3

[ "Podstawowym pojęciem w termodynamice jest układ, przez który rozumiemy część przestrzeni poddawaną obserwacji i badaniu. Pozostałą część wszechświata z punktu termodynamicznego stanowi otoczenie. Pomiędzy układem a otoczeniem może istnieć granica, niekiedy może to być granica wyimaginowana. Jest to uzależnione od stanu materii oraz od rodzaju zjawisk rozważanych w układzie. Jeżeli w naczyniu zamkniętym znajduje się ciecz, to ścianki tego naczynia stanowią fizyczną (naturalną) granicę układu. Istnienie ścianek naczynia możemy zaniedbać, gdy rozważamy proces parowania wewnątrz naczynia. Natomiast jeżeli naczynie podgrzewamy, to układ nasz musimy powiększyć przynajmniej o ścianki tego naczynia, gdyż posiadają one określoną pojemność cieplną i również będą się ogrzewały. Jeżeli naczynie będzie izolowane, to za granicę układu możemy przyjąć zewnętrzną powierzchnię naczynia. Rozważając z kolei wpływ promieniowania na naszą planetę, nie jesteśmy w stanie wydzielić fizycznej granicy układu, gdyż gęstość powietrza oddalając się od powierzchni Ziemi asymptotycznie dąży do zera. Możemy jedynie w zależności od możliwości, a przede wszystkim od wielkości błędu pomiaru danej wielkości, określić obszar naszych zainteresowań. Wśród układów wyróżniamy układy ciągłe, które składają się z jednej fazy, gdzie fazę definiujemy jako jednorodną pod względem fizycznym i chemicznym część materii, ograniczoną od obszarów układu o innych właściwościach powierzchnią fazową. Drugim typem układu są układy nieciągłe, to znaczy takie, których objętość możemy podzielić na co najmniej dwa podukłady. Ciecz wewnątrz naczynia (ograniczona ściankami i powierzchnią cieczy) stanowi układ ciągły, ale już ciecz i współistniejąca z nią para stanowią dwa podukłady. Natomiast, w pewnych procesach również ścianki naczynia musimy traktować jako podukład. Ze względu na możliwość wymiany masy (cząstek) i energii pomiędzy układami a otoczeniem wyróżniamy: układy otwarte, zamknięte i izolowane. Do układów otwartych zaliczamy takie układy, w których pomiędzy nimi i otoczeniem następuje nieustanny przepływ cząstek i energii. W układach zamkniętych jest możliwość wymiany energii, ale nie ma możliwości wymiany z otoczeniem cząstek (składników). Natomiast układy izolowane nie mają możliwości wymiany z otoczeniem ani masy, ani energii. Wyróżniane są również układy izolowane adiabatycznie, które nie mogą wymieniać z otoczeniem masy i ciepła, natomiast wymieniają energie pod innymi postaciami, np. wykonywana jest praca mechaniczna. Stosowane jest również pojęcie układu nieizolowanego, który może wymieniać z otoczeniem masę bądź energię lub równocześnie masę i energię.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Każdy układ materialny charakteryzuje się pewnym zasobem energii, który w ogólnym ujęciu jest sumą trzech składowych: całkowitej energii potencjalnej \\( E_{p} \\), całkowitej energii kinetycznej \\( E_{k} \\), energii wewnętrznej \\( U \\). Wprowadzone pojęcia można wyjaśnić na przykładzie układu, jakim jest obiekt o masie \\( m \\), staczający się po pochyłej powierzchni ( Rys. 1 ). W momencie gdy znajduje się na wysokości \\( h \\) i ma prędkość \\( v \\), jego energia całkowita składa się z całkowitej energii potencjalnej \\( E_{p} = m \\cdot g \\cdot h \\), ( \\( g \\) – przyspieszenie ziemskie), całkowitej energii kinetycznej \\( E_{k} = \\frac{m \\cdot v^2}{2} \\), oraz energii wewnętrznej \\( U \\), zmagazynowanej w tym obiekcie.", "Energia wewnętrzna Na energię wewnętrzną układu składają się:", "1) energia kinetyczna ruchu drgającego, obrotowego i postępowego atomów, jonów i cząsteczek,", "2) energia potencjalna elementów tego układu, wynikająca z istnienia sił wiązań międzyatomowych i oddziaływań międzycząsteczkowych,", "3) energia stanów elektronowych,", "4) energia jąder atomowych, a ściślej energia „uwięziona” w materii, związana z masą \\( m \\) równaniem Einsteina \\( E = m \\cdot c^2 \\) ( \\( c \\) – prędkość światła); energia ta nie jest jednak uwzględniana, gdyż w zwykłych procesach i przemianach nie może zostać uwolniona.", "Udział podanych rodzajów energii, składających się na energię wewnętrzną, zależy od stanu skupienia faz tworzących układ. Energia kinetyczna związana z ruchem postępowym, największa w fazie gazowej, przyjmuje mniejsze wartości w fazie ciekłej, natomiast w fazie stałej ustępuje energii drgań. Energia potencjalna wiązań w fazie skondensowanej jest zdecydowanie większa niż w fazie gazowej. Osiąga w ciałach stałych większą wartość niż w cieczach. Energia wewnętrzna układu jest wielkością ekstensywną (zależy od masy ciała), a jej ilość zależy nie tylko od masy i natury ciała, lecz również od charakteryzujących go parametrów \\( p, V, T \\). Bezwzględnej wartości energii wewnętrznej nie można określić. Wyznacza się tylko jej zmianę \\( \\Delta U \\), podczas różnych przemian zachodzących w układzie. Przyjmuje się warunek, że układ nie jest izolowany od otoczenia. Zmiana energii wewnętrznej następuje przez jej wymianę pomiędzy układem i otoczeniem. Energia jest przekazywana na sposób ciepła lub pracy. Gdy układ wymieni z otoczeniem pewną ilość energii \\( Q \\) na sposób ciepła i ilość energii \\( W \\) na sposób pracy, to energia wewnętrzna \\( U \\) zmienia się o wartość:", "Użycie sformułowania „energia przekazywana na sposób ciepła lub pracy” ma na celu podkreślenie faktu, że ciepło i praca nie są formami energii – są jedynie sposobem jej przekazywania. W literaturze, zwłaszcza w podręcznikach, powszechnie stosuje się krótszy, ale zarazem mniej ścisły sposób wyrażania się: „układ wymienia z otoczeniem ciepło \\( Q \\)” oraz „układ wykonuje pracę \\( W \\)”, lub „na układzie jest wykonywana praca \\( W \\)”. Zawsze jednak należy mieć na uwadze, że w ciałach nie ma ani ciepła, ani pracy, jest tylko energia wewnętrzna. Energia wewnętrzna układu jest jednoznaczną funkcją stanu. Wynikają stąd następujące konsekwencje matematyczne:", "1) zmiana energii wewnętrznej w dowolnej przemianie nie zależy od sposobu jej przebiegu – wynika jedynie z początkowego i końcowego stanu układu, natomiast ciepło i praca tego warunku nie spełniają,", "2) elementarna zmiana energii wewnętrznej \\( dU \\), jest różniczką zupełną parametrów stanu, natomiast elementarne zmiany ciepła i pracy nie są różniczkami zupełnymi i oznacza się je symbolami \\( \\delta Q \\) i \\( \\delta W \\).", "Zatem poprawny zapis równania ( 1 ) w przypadku przemiany elementarnej, nieskończenie małej, ma postać:", "W termodynamice bardzo ważną rolę odgrywa praca objętościowa polegająca na wykonaniu pracy na układzie lub przez układ pod działaniem ciśnienia, prowadząca do zmiany objętości. Stosując powszechnie przyjętą umowę znakowania pracy i ciepła (Rys.2), pracę objętościową wykonaną przez układ należy przedstawiać zależnością \\( W = -p \\Delta V \\) .", "Wśród procesów fizycznych i chemicznych dokonujących się w układzie wymieniającym energię z otoczeniem wyróżnia się procesy izochoryczne i izobaryczne. Procesy izochoryczne cechuje niezmienność objętości układu ( \\( V = const \\)) i związany z tym brak pracy objętościowej ( \\( W = 0 \\)). Zatem energia przekazana w postaci ciepła \\( Q_{v} \\) w warunkach izochorycznych jest równa zmianie energii wewnętrznej \\( \\Delta U \\) układu. Zmiana energii wewnętrznej objawia się zmianą temperatury układu. Iloraz ilości ciepła \\( \\delta Q_{v} \\) pobranego przez układ w stałej objętości i spowodowanej tym zmiany temperatury \\( dT \\) jest pojemnością cieplną w stałej objętości \\( C_{v} \\):", "Pojemność cieplna odniesiona do jednostki masy substancji jest ciepłem właściwym. W termodynamice chemicznej podstawową jednostką ilości substancji jest mol (gramocząsteczka, gramoatom) i dlatego zazwyczaj operuje się pojęciem ciepła molowego w stałej objętości. Ciepło właściwe (molowe) jest miarą zdolności gromadzenia energii przez substancję. Procesy izochoryczne obserwuje się w fazie gazowej (np. reakcje w zamkniętej bombie kalorymetrycznej), nie występują one natomiast w fazach skondensowanych, ze względu na rozszerzalność cieplną ciał stałych i cieczy. Z tego powodu ciepła właściwego w stałej objętości nie można wyznaczyć doświadczalnie dla faz skondensowanych.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Ciepło molowe ciała to pojemność cieplna \\( 1 \\ mola \\) substancji. Matematycznie ciepło molowe ciała zapisujemy jako stosunek pobranego przez nie ciepła \\( Q \\) do liczby jego moli \\( n \\) i spowodowanego tym przyrostu jego temperatury \\( \\Delta T \\).", "Jednostką ciepła molowego jest: \\( \\frac{J}{mol \\ K} \\) Ciepło molowe jest równe iloczynowi ciepła właściwego i masy molowej. Ciepło molowe jest różne, gdy ogrzewa się substancję pod stałym ciśnieniem ( \\( C_p \\)):", "\\( \\Delta H \\)- zmiana entalpii układu,", "oraz gdy ogrzewa się ją w stałej objętości ( \\( C_v \\)):", "\\( \\Delta U \\)- zmiana energii wewnętrznej układu.", "Różnice te są duże zwłaszcza dla gazów. Dla gazu doskonałego różnica między \\( C_p \\), a \\( C_v \\) równa jest stałej gazowej \\( R \\) ( \\( C_p - C_v = R = 8,314 \\ [\\frac{J}{mol \\cdot K}] \\)), natomiast dla substancji skondensowanych można ją zaniedbać.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Termodynamiczny stan fazy, składającej się z określonych składników niezależnych jednoznacznie opisują tzw. parametry stanu, mierzone bezpośrednio metodami fizycznymi. Do parametrów charakteryzujących stan fazy zalicza się: ciśnienie \\( p \\), pod którym faza się znajduje, objętość \\( V \\) zajmowaną przez fazę oraz temperaturę \\( T \\) tej fazy, a także stężenie poszczególnych składników w rozpatrywanej fazie. Termodynamiczny stan całego układu określa się zbiorem parametrów stanu wszystkich faz tworzących układ. Funkcjami stanu, inaczej funkcjami termodynamicznymi, są zmienne zależne, jednoznacznie określone przez parametry stanu fazy lub układu. Wartości liczbowe funkcji stanu nie zależą od historii fazy lub układu, a więc są niezależne od tego, w jaki sposób stan ten został osiągnięty. Wynikają tylko z obecnego stanu fazy lub układu. Zmiana tych funkcji daje charakterystykę termodynamiczną procesu przebiagającego w danym układzie. Do pięciu podstawowych funkcji termodynamicznych, których wartości są związane ze stanem energetycznym materiału, zalicza się: energię wewnętrzną \\( U \\), entropię \\( S \\), entalpię \\( H \\), energię swobodną \\( F \\), entalpię swobodną (potencjał termodynamiczny) \\( G \\). Pojęcie funkcji stanu stosuje się zarówno w odniesieniu do substancji (fazy, układu), jak i do procesu. W tym drugim przypadku podaje się przyrosty funkcji stanu zachodzące w danym procesie, a więc \\( \\Delta U \\), \\( \\Delta H \\), \\( \\Delta S \\) itp. Parametry i funkcje stanu można podzielić na dwie grupy: ekstensywne i intensywne. Wielkości ekstensywne zależą od masy ciała. Należą do nich: objętość i masa układu oraz funkcje stanu \\( U, H, F, S, G \\). Do wielkości intensywnych zalicza się te, które nie zależą od masy ciała. Na przykład wielkościami intensywnymi są temperatura, ciśnienie oraz wszystkie wartości względne, jak gęstość, objętość właściwa.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Z zerową zasadą termodynamiki związane jest pojęcie temperatury. Jeżeli temperatury \\( T \\) układów połączonych ze sobą przepuszczalną dla ciepła granicą są sobie równe, wówczas pomiędzy tymi układami występuje zerowy wypadkowy strumień ciepła - układy te znajdują się w równowadze termicznej, Rys. 1.", "W skład energii wewnętrznej wchodzą energie kinetyczne wszystkich atomów, jonów, cząsteczek, elektronów i składników jądra atomowego występujących w układzie oraz energie ich wzajemnych oddziaływań np. energie wiązań chemicznych, oddziaływania pomiędzy ładunkami. Energia wewętrzna nie obejmuje energii kinetycznej ani potencjalnej układu jako całości.", "Znaki ciepła \\( Q \\) oraz pracy \\( W \\) zapisuje się zgodnie z konwencją IUPAC:", "Z pierwszej zasady termodynamiki wynika ponadto, że energia wewnętrzna układu izolowanego (nie wymieniającego ani energii, ani masy z otoczeniem) jest stała, \\( U=const \\) ( \\( {\\Delta}U=0 \\)).", "Korzystając z pierwszej zasady termodynamiki wyprowadza się wyrażenie na ciepło reakcji chemicznej w warunkach stałego ciśnienia. Przepiszmy równanie ( 1 ) przyjmując, że układ wykonuje pracę objętościową nad otoczeniem, \\( W=-p{\\Delta}V \\):", "Jeżeli przyjmiemy, ze układ, w którym zachodzi reakcja nie jest w stanie zmienić swojej objętości ( \\( {\\Delta}V=0 \\)), praca objętościowa przyjmie wartość zero:", "Dla reakcji zachodzących w warunkach stałej objętości, zmiana energii wewnętrznej układu jest równa ciepłu reakcji przy stałej objętości:", "Wyprowadzenie analogicznych zależności dla warunków stałego ciśnienia można znaleźć w module Energetyka reakcji chemicznych.", "Z drugą zasadą termodynamiki zwiazane są pojęcia procesów odwracalnych oraz nieodwracalnych.", "Zmiana entropii układu wymieniającego z otoczeniem jedynie energię (układu zamkniętego), w którym zachodzi proces odwracalny jest wprost proporcjonalna do ciepła wymienionego pomiędzy układem a otoczeniem:", "Z kolei, dla układu zamkniętego, w którym zachodzi proces nieodwracalny zmiana entropii będzie zawsze większa od ilorazu ciepła i temperatury:", "W przypadku rzeczywistych układów możliwe jest zachodzenie wyłącznie procesów nieodwaracalnych, gdyż praca uzyskana w procesie pierwotnym nie wystarcza do przeprowadzenia procesu w kierunku przeciwnym i doprowadzenia układu ponownie do stanu początkowego. Przeprowadzenie procesu w kierunku przeciwnym spowoduje bowiem zmiany w otoczeniu danego układu, przez co całkowita entropia układu i otoczenia wzrośnie. Dążność do zwiększania entropii całkowitej jest miarą samorzutności procesów. W oparciu o pierwszą i drugą zasadę termodynamiki wyprowadza się wyrażenie na entalpię swobodną, ze znaku której to wartości określa się kierunek zachodzenia danego procesu lub reakcji.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4], [5], [6]." ]

[ { "name": "Definicja 1: Proces odwracalny", "content": "Proces, w którym parametry stanu układu zmieniają swoje wartości od początkowych do końcowych jest procesem odwracalnym jeżeli istnieje proces odwrotny, który zachodząc w układzie powoduje powrót wartości parametrów stanu tego układu do wartości początkowych.\nProces odwrotny musi spełniać ponadto warunki:\n\nUkład przechodzi przez te same stany pośrednie co w procesie pierwotnym, lecz w odwrotnej kolejności,\nUkład w procesie odwrotnym wymienia z otoczeniem te same ilości masy i energii co w procesie pierwotnym, jedynie z przeciwnym znakiem,\nPo zakończeniu procesu odwrotnego zarówno układ jak i otoczenie powrócą do stanu sprzed zajścia procesu pierwotnego.\n" }, { "name": "Definicja 2: Proces nieodwracalny", "content": "Proces, który nie spałnia przynajmniej jednego z warunków zachodzenia procesu odwracalnego." } ]

[ "Fenomenologiczne ujęcie drugiej zasady termodynamiki pozwala obliczyć entropię z dokładnością do stałej addytywnej. Walter Nernst, analizując przebieg reakcji pomiędzy fazami krystalicznymi w temperaturach bliskich zera Kelvina, doszedł do wniosku, że suma entropii produktów i substratów reakcji ( \\( \\Delta S^r \\)), zachodzącej w układach skondensowanych, jest w pobliżu temperatury zera bezwzględnego równa zeru, co matematycznie można zapisać:", "Rozszerzenia postulatu Nernsta dokonał Planck opierając się na rozważaniach Boltzmanna i statystycznej definicji entropii. Planck twierdził, że:", "Powyższe równanie wynika wprost z równania Boltzmanna, definiującego entropię, a mianowicie: jeżeli \\( W = 1 \\), to entropia ciała wynosi zero:", "Określenie ciała doskonale jednolitego czy fazy czystej i skondensowanej praktycznie napotyka pewne trudności, a często prowadzi do pozornej sprzeczności z doświadczeniem, gdyż w pobliżu \\( T = 0 \\ K \\) stwierdza się skończoną wartość entropii. Stasystycznie prawdopobieństwo \\( W = 1 \\) oznacza, że istnieje tylko jeden sposób rozmieszczenia atomów. Praktycznie oznacza to, że jeżeli mamy kryształ zbudowany z atomów, to każdy atom znajduje się w ściśle określonym położeniu (w swoim położeniu węzłowym) i posiada w tym stanie najmniejszą energię. Rozważając statystycznie pojęcie entropii musimy pamiętać, że wymaga ono, aby materia w temperaturze \\( T = 0 \\ K \\) była w stanie równowagi pełnej. A więc musimy mieć pewność, że badana faza w pobliżu \\( T = 0 \\ K \\) jest fazą termodynamicznie trwałą, że wszelkie zaburzenia struktury, defekty punktowe, chaotyczny rozkład orientacji itp., w czasie procesu oziębiania zanikają, co praktycznie rzadko jest możliwe do osiągnięcia. Istnienie wtrąceń obcych atomów (zanieczyszczeń) czy nawet różnych izotopów tego samego pierwiastka, które są chaotycznie rozmieszczone w węzłach sieci, powodują istnienie w \\( T \\to 0 \\) skończonej wartości entropii, którą nazywamy entropią resztkową. W przypadku opisu układu zgodnie z zasadami mechaniki kwantowej zagadnienie jest zbliżone:", "Jeżeli stan podstawowy jest jednoznacznie określony ( \\( G_{o} = 1 \\)), to powyższe wyrażenie sprowadza się do postulatu Plancka. W przypadku gdy \\( G_{o} \\neq 1 \\), otrzymujemy wartość entropii resztkowej. Ponieważ \\( k \\) jest bardzo małe, \\( G_{o} \\) musi mieć dość znaczną wartość, aby entropia resztkowa była mierzalna. Posiadając zatem dane spektroskopowe oraz opierając się na mechanice kwantowej i termodynamice statystycznej można obliczyć zarówno entropię resztkową, jak i przyrost entropii w określonej temperaturze.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2] oraz [3]." ]

[]

[ "W celu znalezienia wygodnej funkcji opisującej proces przebiegający przy stałym ciśnieniu wprowadzono funkcję stanu zdefiniowaną za pomocą równania:", "\\( H \\) - entalpia, \\( U \\) - energia wewnętrzna układu, \\( p, v \\) - ciśnienie i objętość układu,", "którą nazywamy entalpią. Entalpia to wielkość fizyczna zależna od stanu układu (aktualnego) oraz od wszystkich opisujących go parametrów. Funkcja ta nie zależy od historii układu. Różniczkując powyższe równanie otrzymujemy:", "Wstawiając w miejsce \\( dU \\) prawą stronę równania wyrażającego pierwszą zasadę termodynamiki: \\( dU = Q_{el} - pdv + W_{el} \\) otrzymujemy:", "Jeżeli praca nieobjętościowa nie jest wykonywana, \\( W_{el} = 0 \\) i proces przebiega przy stałym ciśnieniu (proces izobaryczny), to:", "czyli pomiar efektu cieplnego w takim procesie jednoznacznie określa zmianę entalpii (energii) układu.", "Pojęcie entropii omówiono w module Entropia.", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Kryterium samorzutności procesów wyrażone równaniem \\( \\Delta S_{ukł.} + \\Delta S_{otocz.} > 0 \\) zawiera człon odnoszący się do otoczenia, który nie zawsze można ściśle określić. Dlatego wygodnie jest wprowadzić dwie inne funkcje termodynamiczne związane z entropią: energię swobodną Helmholtza \\( F \\) i energię swobodną Gibbsa \\( G \\) (entalpię swobodną) układu.", "Energię swobodną (Helmholtza) stosuje się jako kryterium procesów samorzutnych zachodzących w warunkach izotermiczno-izochorycznych ( \\( T = const, V = const \\)). Energia swobodna jest zdefiniowana równaniem:", "\\( U \\) - energia wewnętrzna układu, \\( T \\) - temperatura bezwzględna układu, \\( S \\) - entropia układu.", "Wynika stąd, że jest ekstensywną funkcją stanu układu (zależną od masy ciała). Zmiana energii swobodnej \\( \\Delta F \\), jaka nastąpi w wyniku przejścia układu od stanu 1 do stanu 2 wynosi:", "Po uwzględnieniu, że przemiana zachodzi w stałej temperaturze ( \\( T_{1} = T_{2} \\)), zmiana ta jest dana zależnością:", "Samorzutnie mogą przebiegać tylko takie procesy izotermiczno-izochoryczne, które powodują zmniejszenie energii swobodnej układu ( \\( \\Delta F < 0 \\)). Układ osiąga stan równowagi wówczas, gdy jego energia swobodna jest najmniejsza w danych warunkach.", "Energia swobodna (Gibbsa) określana również jako entalpia swobodna, znajduje zastosowanie w badaniach procesów izotermiczno-izobarycznych ( \\( T = const, p = const \\)). Tę kolejną ekstensywną funkcję stanu definiuje się zależnością:", "\\( H \\) - entalpia.", "Zmiana entalpii swobodnej \\( \\Delta G \\), jaka nastąpi w czasie przemiany zachodzącej w stałej temperaturze, wynosi:", "Procesom samorzutnym w warunkach izotermiczno-izobarycznych towarzyszy zmniejszanie się wartości funkcji \\( G \\) ( \\( \\Delta G < 0 \\)), przy czym w stanie równowagi osiąga ona swoje minimum. Entalpia swobodna ma duże znaczenie praktyczne, gdyż większość procesów z udziałem faz skondensowanych przebiega pod stałym ciśnieniem (niewielkie zmiany ciśnienia atmosferycznego zwykle się pomija). Należy jednak zauważyć, że w przypadku procesów zachodzących w ciałach stałych zmiany objętości układu są bardzo małe i wyrażenie \\( p\\Delta V \\) w równaniu \\( \\Delta H = H_{2} - H_{1} = \\Delta U +p\\Delta V \\) nie jest uwzględniane – bez popełnienia większego błędu. Można zatem przyjąć \\( \\Delta H \\approx \\Delta U \\) i na podstawie zależności (4) oraz (5) stwierdzić, że w tym przypadku nie ma potrzeby rozróżniania entalpii swobodnej i energii swobodnej ( \\( \\Delta G \\approx \\Delta F \\)).", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3], [4]." ]

[]

[ "Znajomość funkcji stanu: \\( U, H, S, F, G \\), a ściślej ich zmian, odgrywa zasadnicza rolę w określaniu warunków równowagi, jak i warunków przebiegu procesów samorzutnych. Związki między funkcjami termodynamicznymi przedstawia Rys. 1.", "Łatwo z niego odczytać zależności, np:", "W czasie przebiegu reakcji chemicznej w układzie następuje zmiana składu układu i funkcje termodynamiczne stają się funkcjami składników układu. Zatem w celu termodynamicznego opisu reakcji chemicznej posługujemy się przyrostami \\( \\Delta U^r, \\Delta H^r, \\Delta S^r, \\Delta F^r, \\Delta G^r \\). Funkcje te obliczamy przy założeniu, że molowe ilości składników przereagowały zgodnie z reakcją chemiczną, a najczęściej przyjmujemy, że liczba postępu reakcji wynosi \\( \\lambda = 1 \\). Zakładamy również, że reagujące substancje są w swoich stanach standardowych. Oznacza to, że funkcje termodynamiczne reakcji chemicznych nie zależą od składu i w związku z tym spełniają analogiczne równania jak funkcje stanu czystych związków. \tW celu obliczania zmian funkcji termodynamicznych musimy mieć możliwość wyrażenia ich pochodnych poprzez mierzalne wielkości fizykochemiczne. Musimy zatem poznać związki, jakie występują pomiędzy tymi funkcjami. Załóżmy, że rozważana przemiana jest quasi-statyczna i nie występuje praca nieobjętościowa, a układ jest jednofazowy o stałym składzie lub stałym stopniu przereagowania, a więc:", "Funkcje termodynamiczne takiego układu mogą być wyrażone za pomocą dwóch zmiennych niezależnych. Pierwsza zasada termodynamiki przyjmuje zatem, zgodnie z równaniem \\( dU =Q_{el} - pdv + \\overline{W_{el}} \\), dla układów zawierających \\( 1 mol \\) substancji (lub \\( \\lambda = 1 \\)) ma następującą postać:", "Natomiast zgodnie z równaniem ( \\( dH = Q_{el} + vdp +\\overline {W_{el}} \\)):", "Z definicji energii swobodnej: \\( F = U – Ts \\) wynika, że:", "A podstawiając w miejsce \\( dU \\) równanie ( 2 ), będziemy mogli napisać:", "Analogicznie, zgodnie z definicją entalpii: \\( G = H – TS \\), otrzymujemy:", "Eliminując \\( dH \\) zgodnie z równaniem ( 3 ) mamy:", "Przedstawione powyżej funkcje stanu, jak widać, są funkcjami dwóch zmiennych, co można wyrazić za pomocą różniczki cząstkowej:", "Porównując odpowiednia równania ( ( 2 ) - ( 7 ) ) i ( ( 8 ) - ( 11 ) ) uzyskujemy bardzo ważne związki:", "Moduł opracowano na podstawie [1], [2], [3]." ]

[]

[ "Ze względu na własności fizyczne wyróżniamy rozpuszczalniki polarne i niepolarne. Rozpuszczalniki polarne są to związki chemiczne o znacznym momencie dipolowym (np. woda, alkohol etylowy), natomiast rozpuszczalniki niepolarne mają moment dipolowy bliski lub równy zero (np. benzen, chloroform, dimetyloformamid). Ze względu na własności chemiczne rozpuszczalniki klasyfikujemy na protyczne (protonowe) i aprotyczne (aprotonowe). Rozpuszczalniki protonowe to takie, które posiadają w swojej strukturze tzw. kwaśne atomy wodoru, które mogą być łatwo odszczepiane od cząsteczek rozpuszczalnika i tworzyć jony \\( \\ce{ H^+ } \\) oraz wiązania wodorowe. (np. woda, alkohole, aldehydy, kwasy). Aprotonowe nie posiadają w swojej strukturze tzw. kwaśnych atomów wodoru - protonów (np. aceton, węglowodory). Pod względem fizycznym roztwór jako układ jednofazowy musi charakteryzować się molekularnym rozproszeniem wszystkich składników. Roztwory o molekularnym rozproszeniu składników, w których rozmiar cząsteczek fazy rozproszonej nie przekracza 1 nm nazywany jest roztworem właściwym lub rzeczywistym. Roztwory, w których rozmiar cząsteczek fazy rozproszonej (substancji rozpuszczonej) mieści się w przedziale 1 – 200 nm są nazywane roztworami koloidalnymi. W sensie fizycznym roztwory koloidalne są mieszaninami a nie roztworami." ]

[ { "name": "Definicja 1: Roztwór", "content": "Roztwór jest to wieloskładnikowy układ jednofazowy. Każdy roztwór składa się z rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej. Składnik, którego jest więcej nazywamy rozpuszczalnikiem. " } ]

[ "Można zatem powiedzieć, że jest to ilość gramów substancji rozpuszczona w 100 gramach roztworu. Należy przy tym pamiętać, że na masę roztworu składa się masa substancji rozpuszczonej \\( m_s \\) oraz masa rozpuszczalnika \\( m_{rozp} \\). Stężenie procentowe roztworu jest więc równe:", "\\( m_s \\) - masa substancji rozpuszczonej, g, kg \\( m_r \\) - masa roztworu, g, kg \\( m_{rozp} \\) - masa rozpuszczalnika, g, kg", "Można zatem powiedzieć, że jest to liczba moli rozpuszczona w 1 \\( dm^3 \\) roztworu.", "\\( v_s \\) - objętość substancji rozpuszczonej, \\( dm^3 \\), \\( cm^3 \\) \\( v_r \\) - objętość roztworu, \\( dm^3 \\), \\( cm^3 \\) \\( v_{rozp} \\) - objętość rozpuszczalnika, \\( dm^3 \\), \\( cm^3 \\)" ]

[ { "name": "Definicja 1: Procent wagowy", "content": "Stężenie procentowe (w procentach masowych) - podaje liczbę jednostek masowych substancji rozpuszczonych w 100 jednostkach masowych roztworu. " }, { "name": "Definicja 2: Procent objętościowy", "content": "Stężenie procentowe (w procentach objętościowych) - podaje liczbę jednostek objętościowych substancji rozpuszczonych w 100 jednostkach objętościowych roztworu." } ]

[ "\\( C_M \\) – stężenie molowe, \\( n \\) – liczba moli substancji rozpuszczonej, \\( v \\) – objętość roztworu w \\( dm^3 \\), \\( m_s \\) – masa substancji rozpuszczonej, \\( M_s \\) – masa molowa substancji rozpuszczonej", "\\( C_m \\) – stężenie molarne, \\( n \\) – liczba moli substancji rozpuszczonej, \\( m_{rozp} \\) – masa rozpuszczalnika w kg, \\( m_s \\) – masa substancji rozpuszczonej, \\( M_s \\) – masa molowa substancji rozpuszczonej" ]

[ { "name": "Definicja 1: Stężenie molowe", "content": "Stężenie molowe – podaje liczbę moli substancji rozpuszczonej w \\( 1 dm^3 \\) roztworu. " }, { "name": "Definicja 2: Stężenie molarne", "content": "Stężenie molarne – wyraża liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1kg rozpuszczalnika. " } ]

[ "Na przykłąd roztwór 0,2 normalny zwiera 0,2 gramorównoważnika substancji rozpuszczonej w \\( 1 dm^3 \\) roztworu.", "\\( C_N \\) – stężenie normalne, \\( g_s \\) – liczba gramorównoważników substancji, \\( v \\) – objętość roztworu, \\( m_s \\) – masa substancji, \\( G_s \\) – gramorównoważnik.", "Gramorównoważnik dla pierwiastków oblicza się dzieląc masę molową danego pierwiastka przez jego wartościowość. Np. gramorównoważnik dla wapnia \\( \\ce{Ca} \\): \\( G_{Ca} = \\frac{M_{Ca}}{2} \\)g/val gramorównoważnik dla sodu \\( \\ce{Na} \\): \\( G_{Na} = \\frac{M_{Na}}{1} \\)g/val", "Gramorównoważnik dla kwasów jest równy masie molowej danego kwasu podzielonej przez ilość atomów wodoru. Np. gramorównoważnik dla kwasu siarkowego(VI) \\( \\ce{H_2SO_4} \\): \\( G_{H_2SO_4} = \\frac{M_{H_2SO_4}}{2} \\)g/val gramorównoważnik dla kwasu ortofosforowego(V) \\( \\ce{H_3PO_4} \\): \\( G_{H_3PO_4} = \\frac{M_{H_3PO_4}}{3} \\)g/val", "Gramorównoważnik dla wodorotlenków jest równy masie molowej danego wodorotlenku podzielonej przez ilość grup wodorotlenowych. Na przykład gramorównoważnik dla wodorotlenku wapnia \\( \\ce{Ca(OH)_2} \\): \\( G_{Ca(OH)_2} = \\frac{M_{Ca(OH)_2}}{2} \\)g/val gramorównoważnik dla wodorotlenku glinu \\( \\ce{Al(OH)_3} \\): \\( G_{Al(OH)_3} = \\frac{M_{Al(OH)_3}}{3} \\)g/val", "Gramorównoważnik dla soli jest równy masie molowej danej soli podzielonej przez ilość atomów metalu pomnożoną przez wartościowość tego metalu. np. gramorównoważnik dla chlorku sodu \\( \\ce{NaCl} \\) \\( G_{NaCl} = \\frac{M_{NaCl}}{1·1} \\)g/val gramorównoważnik dla siarczanu(VI) potasu \\( \\ce{K_2SO_4} \\): \\( G_{K_2SO_4} = \\frac{M_{K_2SO_4}}{2·1} \\)g/val gramorównoważnik dla siarczanu(VI) glinu \\( \\ce{Al_2(SO_4)_3} \\): \\( G_{Al_2(SO_4)_3} = \\frac{M_{Al_2(SO_4)_3}}{2·3} \\)g/val" ]

[ { "name": "Definicja 1: Stężęnie normalne", "content": "Stężenie normalne – podaje liczbę gramorównoważników substancji rozpuszczonej w \\( 1dm^3 \\) roztworu. " }, { "name": "Definicja 2: Gramorównoważnik", "content": "Gramorównoważnik – ilość gramów substancji powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola, elektronów. Inaczej - jest to część mola, która przypada na jedną wartościowość." } ]

[ "Roztwory powstają w wyniku rozpuszczenia substancji w rozpuszczalniku. Tworzenie roztworu może zachodzić poprzez:" ]

[]

[ "Rozpuszczająca się substancja reaguje z cząsteczkami rozpuszczalnika lub innej, wcześniej rozpuszczonej substancji, tworząc nowy związek chemiczny. Przykładem może być rozpuszczanie metali w kwasach, np. cynk metaliczny roztwarza się w roztworze kwasu i powstaje roztwór który zawiera nowy związek - sól cynku.", "\\( \\ce{Zn + \\text{2}HCl \\rightarrow ZnCl_2 + H_2} \\)", "Również tlenki kwasowe rozpuszczając się w wodzie reagują z jej cząsteczkami i otrzymujemy roztwory kwasów:", "\\( \\ce{CO_2 + H_2O \\rightarrow H_2CO_3} \\)", "\\( \\ce{P_2O_5 + \\text{3}H_2O \\rightarrow \\text{2}H_3PO_4} \\)" ]

[]

[ "Hydratacja jest jednym z głównych czynników powodujących dysocjację elektrolityczną. Inny jest mechanizm dysocjacji związków tworzących kryształy jonowe a inny w cząsteczkach w których występuje wiązanie atomowe spolaryzowane (np. \\( \\ce{HCl} \\)). W pierwszym przypadku rozpuszczanie związku powoduje uwolnienie z sieci krystalicznej obecnych tam jonów, w drugim jonizacja – powstawanie jonów z cząsteczek kowalencyjnych (zob. moduł Dysocjacja elektrolityczna ).", "Rozpuszczanie zależy od rodzaju rozpuszczalnika, a właściwie od jego stałej dielektrycznej ε. Jeżeli wielkość siły wzajemnego oddziaływania ładunków elektrycznych w zależności od ich wielkości ( \\( q_1, q_2 \\)) i odległości ( \\( r \\)) dana jest prawem Coulomba \\( F = \\frac {q_1·q_2}{εr^2} \\), to stała dielektryczna ε charakteryzuje ośrodek, w którym powyższe ładunki na siebie oddziaływają. Stałe dielektryczne wybranych substancji zostały przedstawione w Tabela 1.", "Stała dielektryczna wody wynosi \\( ε_{H_2O} = 80 \\). Dla próżni i w przybliżeniu dla powietrza wielkość ta jest równa jedności. Patrząc na wzór na prawo Coulomba możemy powiedzieć, że dwa ładunki oddziaływają na siebie ok. 80 razy słabiej w wodzie niż na powietrzu. Fakt ten stanowi kolejną przyczynę rozpuszczania (dysocjacji) elektrolitów w roztworach wodnych, w których następuje 80-krotne osłabienie sił międzyjonowych działających w krysztale jonowym, jak również osłabienie oddziaływania atomów w spolaryzowanej cząsteczce kowalencyjnej. W wyniku osłabienia sił dipole wody mogą poprzez hydratację oderwać jony od siebie. Im większa stała dielektryczna rozpuszczalnika, będąca miarą jego własności polarnych tym łatwiej rozpuszczają się w nim cząsteczki polarne lub kryształy jonowe. Rozpuszczalniki zbudowane z cząsteczek o słabych własnościach polarnych (niskiej stałej dielektrycznej) są natomiast dobrymi rozpuszczalnikami dla cząsteczek niepolarnych. Przykładem rozpuszczalnika „niepolarnego” jest czterochlorek węgla. W cząsteczce tej cztery atomy chloru związane kowalentnie z centralnie położonym atomem węgla tworzą symetryczny czworościan. Tego typu ułożenie atomów chloru powoduje jednorodność ładunku na powierzchni bryły, pomimo istnienia polarnych wiązań \\( \\ce{C-Cl} \\)." ]

[ { "name": "Definicja 1: Solwatacja", "content": "Solwatacją nazywamy oddziaływanie cząsteczek lub jonów danej substancji z cząsteczkami rozpuszczalnika w wyniku czego powstaje solwatowana forma cząsteczki (jonu). Forma ta jest przeważnie strukturą przestrzenną w której cząsteczka (jon) są otoczone ściśle zorientowanymi cząsteczkami rozpuszczalnika." }, { "name": "Definicja 2: Hydratacja", "content": "Otaczanie się jonów związanymi z nimi cząsteczkami wody nazywamy hydratacją." } ]

[ "Dyspersja jest to rozproszenie cząstek stałych w rozpuszczalniku. Cząstki te nie rozpuszczają się w cieczy, a jedynie tworzą stabilną, dwufazową mieszaninę koloidalną. Mieszanie się dwóch substancji zachodzi na drodze dyfuzji i oddziaływań międzycząsteczkowych. Otrzymane w ten sposób układy nazywa się układami rozproszonymi lub dyspersyjnymi. Substancję rozproszoną układu nazywa się fazą zdyspergowaną a przestrzeń, w której nastąpiło rozproszenie fazą dyspersyjną. Faza dyspersyjna może występować w stanie gazowym, ciekłym lub stałym. Układy, w których środowiskiem dyspersji jest woda (lub inna ciecz) nazywamy roztworami." ]

[]

[ "Ilość substancji, którą możemy rozpuścić w danej objętości rozpuszczalnika jest przeważnie ograniczona. Ilość ta zależy od budowy chemicznej substancji i rozpuszczalnika, a także od warunków fizykochemicznych układu (temperatury i ciśnienia). W roztworze nasyconym w określonych warunkach ciśnienia i temperatury ustala się pomiędzy roztworem a osadem stan równowagi dynamicznej. Jest to stan, w którym zachodzą z taką samą szybkością dwa przeciwstwne procesy: rozpuszczanie osadu i jego wydzielanie się." ]

[ { "name": "Definicja 1: Rozpuszczalność", "content": "Masę substancji rozpuszczanej (wyrażoną w gramach), którą w danej temperaturze i pod danym ciśnieniem można rozpuścić w 100g rozpuszczalnika, tworząc roztwór nasycony nazywamy rozpuszczalnością. Miarą rozpuszczalności substancji jest stężenie jej roztworu nasyconego." } ]

[ "Na rysunku przedstawiono zależności rozpuszczalności niektórych soli w wodzie od temperatury (krzywe rozpuszczalności).", "Korzystając z krzywych rozpuszczalności można określić jaka jest rozpuszczalność danej substancji w określonej temperaturze. Rozpuszczalność zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej i jest ona różna dla różnych substancji w danej temperaturze. Jeżeli proces rozpuszczania jest egzotermiczny to można go schematycznie opisać równaniem:", "W takim przypadku podnoszenie temperatury powoduje przesunięcie równowagi w lewo, co skutkuje mniejszą rozpuszczalnością. Jeżeli proces rozpuszczania jest endotermiczny, schematycznie zapisujemy go równaniem:", "W tym przypadku podnoszenie temperatury skutkuje zwiększeniem rozpuszczalności.", "W przypadku gazów, im wyższa temperatura, tym mniejsza jego rozpuszczalność. Na przykład wraz ze wzrostem temperatury zmniejsza się rozpuszczalność \\( \\ce{CO_2} \\) w wodzie. Znane są przypadki pękania butelek z napojami gazowymi w zbyt wysokiej temperaturze – przyczyną tego jest zmniejszanie się rozpuszczalności gazów w wodzie wraz ze wzrostem temperatury. Gromadzący się nad roztworem nadmiar gazu powoduje wzrost ciśnienia wewnątrz butelki i w efekcie często jej pęknięcie." ]

[]

[ "Na rozpuszczalność gazów ma wpływ nie tylko temperatura (ze wzrostem temperatury rozpuszczalność gazów zmniejsza się), ale również ciśnienie. Rozpuszczalność wszystkich gazów rośnie, gdy wzrasta ciśnienie cząstkowe gazu nad roztworem. Na przykład stężenie \\( \\ce{CO_2} \\) rozpuszczonego w napojach gazowych zależy bezpośrednio od ciśnienia cząstkowego \\( \\ce{CO_2} \\) w fazie gazowej. Po otwarciu butelki ciśnienie spada, rozpuszczalność \\( \\ce{CO_2} \\) maleje i tworzące się pęcherzyki \\( \\ce{CO_2} \\) wydobywają się z napoju. Ilościowo zjawisko to opisuje prawo Henry’ego.", "Prawo Henry’ego jest spełniane jedynie przez gazy, które nie wchodzą w reakcję chemiczną z rozpuszczalnikiem. Dlatego nie stosuje się ono do układów typu: \\( \\ce{H_2O-SO_2} \\), \\( \\ce{H_2O-NH_3} \\) itp." ]

[]

[ "Roztwory doskonałe (idealne ) to takie, w których siły oddziaływań międzycząsteczkowych pomiędzy cząsteczkami wszystkich składników obecnych w układzie są zawsze takie same. Oznacza to, że w roztworze doskonałym oddziaływania pomiędzy cząsteczkami: rozpuszczalnik – rozpuszczalnik, rozpuszczalnik – substancja rozpuszczona, substancja rozpuszczona – substancja rozpuszczona są takie same. W praktyce często w roztworze oddziaływania pomiędzy cząsteczkami substancji rozpuszczonej a rozpuszczalnikiem są większe lub mniejsze, niż pomiędzy cząsteczkami rozpuszczalnika i pomiędzy cząsteczkami substancji rozpuszczonej – mówimy wtedy o roztworach rzeczywistych. Roztwory doskonałe spełniają prawo Raoulta.", "Jeżeli wykreślimy zależność ciśnienia cząstkowego pary składników A (granatowa krzywa) i B (czerwona krzywa) nad roztworem w funkcji ułamków molowych A i B w roztworze ciekłym, to otrzymamy linie proste. Linią czarną oznaczono wartości sumaryczne całkowitego ciśnienia pary \\( p = p_A + p_B \\) nad roztworem w zależności od jego stężenia.", "Roztwory rzeczywiste wykazują jednak różne odchylenia od prawa Raoulta. Jest to spowodowane występowaniem różnych oddziaływań pomiędzy cząsteczkami w roztworze. W przypadku, gdy siły oddziaływań pomiędzy cząsteczkami A – B mniejsze od oddziaływań A – A i B – B , to w roztworze wzrosną odległości międzycząsteczkowe i cząsteczki łatwiej będą przechodziły do fazy gazowej, co spowoduje wzrost ciśnienia pary nasyconej. Taki przypadek został przedstawiony na Rys. 2 i nazywamy go dodatnim odchyleniem od prawa Raoulta.", "Jeżeli siły oddziaływań międzycząsteczkowych A – B są większe od oddziaływań pomiędzy cząsteczkami A – A i B – B, w roztworze działają większe siły międzycząsteczkowe niż w czystej cieczy. Cząsteczki trudniej przechodzą do fazy gazowej i wówczas ciśnienie pary nasyconej nad roztworem jest niższe niż przewidziane prawem Raoulta. Taki przypadek przedstawiono na Rys. 3 i nazywamy go ujemnym odchyleniem od prawa Raoulta." ]

[]

[ "W wyniku rozpuszczania w cieczy substancji nielotnej, prężność (ciśnienie) pary nasyconej tej cieczy obniża się. Na Rys. 1 przedstawiono schematycznie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem \\( p_o \\) oraz nad roztworem substancji nielotnej w tym rozpuszczalniku \\( p \\).", "W czystym rozpuszczalniku cząsteczki mogą w każdym punkcie powierzchni przejść do fazy gazowej i w każdym punkcie mogą powrócić do fazy ciekłej. W roztworze natomiast część powierzchni jest zablokowana nielotnymi cząsteczkami substancji rozpuszczonej, toteż efektywna powierzchnia, z której cząsteczki rozpuszczalnika mogą przejść do fazy gazowej jest zmniejszona, natomiast cząsteczki powracające z fazy gazowej do ciekłej mają całą powierzchnię roztworu. Istnieje zatem większe prawdopodobieństwo przechodzenia fazy gazowej w fazę ciekłą, niż ciekłej w gazową. W rezultacie prężność pary nad czystym rozpuszczalnikiem jest większa niż nad roztworem. Zależność tę ujmuje ilościowo prawo Raoulta. Konsekwencją obniżenia prężności pary nad roztworem jest zmiana temperatury krzepnięcia i temperatury wrzenia roztworu w miarę zwiększania stężenia substancji rozpuszczonej. Roztwory zatem krzepną w niższych temperaturach i wrzą w wyższych temperaturach niż rozpuszczalniki.", "Na rysunku przedstawiono diagram fazowy wody i wodnego roztworu. Krzywa -1 przedstawia prężność pary czystej wody, krzywa -2- prężność pary nad roztworem. Przecięcie się krzywej prężności pary nad roztworem z krzywą sublimacji lodu (punkt A) odpowiada temperaturze krzepnięcia roztworu, niższą o \\( \\Delta T_k \\) od temperatury krzepnięcia czystej wody. Punkt, w którym prężność pary nad roztworem jest równa \\( 10^5 Pa \\), oznacza temperaturę wrzenia roztworu, wyższą o wartość \\( \\Delta T_e \\) od temperatury wrzenia czystej wody.", "Zależność pomiędzy obniżeniem temperatury krzepnięcia rozpuszczalnika i ilością rozpuszczonej substancji wyraża wzór:", "\\( \\Delta T_k \\)- obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu, \\( E_k \\)- stała krioskopowa rozpuszczalnika \\( C_m \\) – stężenie molarne roztworu (liczba moli rozpuszczonej substancji przypadająca na 1kg rozpuszczalnika) Uwzględniając, że \\( C_m = \\frac {n}{m_r} \\), oraz \\( n = \\frac {m}{M} \\), otrzymujemy:", "Gdzie: \\( M \\) – masa molowa substancji rozpuszczonej, \\( m \\) – masa substancji rozpuszczonej w kg \\( m_r \\) – masa rozpuszczalnika w kg.", "Stała krioskopowa \\( K_k \\) jest równa zmianie temperatury krzepnięcia roztworu \\( \\Delta T_k \\), gdy w 1kg rozpuszczalnika rozpuszczony jest 1kg nielotnej substancji. Wielkość ta jest charakterystyczna dla danego rozpuszczalnika i nie zależy od rodzaju substancji rozpuszczonej.", "Zmiana temperatury wrzenia roztworu w stosunku do czystego rozpuszczalnika wyraża się zależnością:", "Gdzie: \\( E_e \\) – stała ebulioskopowa rozpuszczalnika", "Wynika stąd, że stała ebulioskopowa \\( K_e \\) jest równa zmianie temperatury wrzenia roztworu w stosunku do temperatury wrzenia rozpuszczalnika zawierającego 1 mol substancji rozpuszczonej w 1kg rozpuszczalnika.", "Przytoczone wzory dają możliwość :", "Wystarczy w tym celu rozpuścić znaną ilość substancji \\( m \\) w znanej ilości rozpuszczalnika \\( m_r \\) i zmierzyć \\( \\Delta T_k \\) lub \\( \\Delta T_e \\)." ]

[]

[ "Osmoza jest zjawiskiem powszechnie występującym w przyrodzie. Polega na spontanicznym przechodzeniu cząsteczek rozpuszczalnika przez półprzepuszczalną błonę z obszaru o niższym stężeniu do obszaru o wyższym stężeniu.", "Zjawisko osmowy zostało przedstawione na Rys. 1. W naczyniu z półprzepuszczalną błoną zostały umieszczone dwa roztwory. Po lewej stronie błony półprzepuszczalnej roztwór rozcieńczony a po prawej roztwór stężony. Półprzepuszczalna błona (membrana) jest przepuszczalna tylko dla cząsteczek rozpuszczalnika. W procesie osmozy rozpuszczalnik dążąc do wyrównania ciśnienia osmotycznego będzie dążył do rozcieńczenia stężonego roztworu, dlatego poziom roztworu po prawej stronie membrany po pewnym czasie się podniesie.", "Przepływ rozpuszczalnika jest skierowany od stężenia niższego do wyższego i będzie wywoływał ciśnienie pi proporcjonalne do różnicy stężeń:", "Gdzie: \\( \\Pi \\) – ciśnienie osmotyczne \\( R \\) –stała gazowa \\( T \\) – temperatura \\( \\Delta c \\) – różnica stężeń.", "Ciśnienie osmotyczne jest zatem proporcjonalne do różnicy stężeń.", "Na filmie zostało przedstawione proste doświadczenie obrazujące zjawisko osmozy." ]

[]

[ "Takie substancje mają zdolność do przewodzenia prądu elektrycznego. Substancje, które nie ulegaja dysocjacji jonowej, nazywamy nieelektrolitami. Do nieelektrolitów zaliczamy związki organiczne (z wyjątkiem kwasów karboksylowych i ich soli) oraz tlenki i wodorki nie reagujące z wodą. Nieelektrolity nie mają zdolności przewodzenia prądu elektrycznego. Proces dysocjacji zależy od rodzaju rozpuszczalnika oraz rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej. Cząsteczka wody jest dipolem, dlatego jest dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Dlatego też, do elektrolitów zaliczamy wodne roztwory zasad, kwasów i soli.", "Dysocjacja związków o wiązaniu atomowym spolaryzowanym. W przypadku związków o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym (np. \\( \\ce{HCl} \\)), jony powstają wskutek oddziaływań polarnych cząsteczek wody na polarną (dipolową) cząsteczkę związku.", "Dipole wody otaczają polarną cząsteczkę związku, powodując zwiększenie jej polarności, a w konsekwencji rozerwanie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego. Podczas dysocjacji rozerwaniu ulegają najbardziej spolaryzowane wiązania.", "Dysocjacja związków o wiązaniu jonowym Kryształy związków jonowych zbudowane są z kationów i anionów, jak przedstawiono to na Rys. 2. Dipole wody ustawiają się odpowiednimi biegunami do jonów w krysztale jonowym i wyrywają je z sieci krystalicznej. Jony otoczone przez cząsteczki wody przechodzą do roztworu.", "Proces dysocjacji chlorku sodu możemy zapisać w postaci równania:", "W przypadku tej soli nie ma etapu rozrywania cząsteczek, ponieważ już w stanie krystalicznym istnieją jony. Pisząc reakcje dysocjacji nie uwzględnia się cząsteczek wody otaczających jony, ponieważ ich liczba jest zmienna.", "Schematycznie reakcję dysocjacji możemy zapisać:", "Stopień dysocjacji może przyjmować wartości od 0 do 1 (lub w procentach \\( 0-100\\% \\)). W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczaniem roztworu.", "Jeżeli słaby elektrolit rozpuścimy w wodzie, to tylko część jego cząsteczek będzie zdysocjowana na jony. W stałej temperaturze pomiędzy niezdysocjowanymi cząsteczkami a jonami ustali się stan równowagi, który możemy wyrazić stałą równowagi.", "Stała dysocjacji określa moc elektrolitu i nie zależy od jego stężenia, zmienia się natomiast wraz z temperaturą. Im mniejsza jest wartość stałej dysocjacji, tym słabszy jest elektrolit. Dla bardzo słabych elektrolitów wartość stałej dysocjacji jest rzędu \\( 10^{-10} \\) a dla bardzo mocnych \\( 10^8 \\). Stałe dysocjacji niektórych związków zostały podane w Tabela 1. [1]" ]

[ { "name": "Definicja 1: Dysocjacja elektrolityczna", "content": "Rozpad cząsteczek na jony pod wpływem rozpuszczalnika nazywany dysocjacją elektrolityczną. Substancje, które podczas rozpuszczania w rozpuszczalniku rozpadaja sie na jony nazywamy elektrolitami." }, { "name": "Definicja 2: stopień dysocjacji", "content": "Stosunek liczby cząsteczek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek rozpuszczonych w roztworze nazywamy stopniem dysocjacji elektrolitycznej i oznaczamy symbolem α.\n\n\t\t\t\t\t\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( \\alpha= \\frac{N_{zdys}}{N_o} ; \\alpha=\\frac{n_{zdys}}{n_o} \\)\n\n \\( \\alpha \\) – stopień dysocjacji\n \\( N_{zdys.} \\) – liczba cząsteczek zdysocjowanych\n \\( N_o \\) – ogólna liczba cząsteczek\n \\( n_{zdys.} \\) – liczba moli cząsteczek zdysocjowanych\n \\( n_o \\) – ogólna liczba moli cząsteczek\n\n" }, { "name": "Definicja 3: stała dysocjacji", "content": "Dla słabych elektrolitów w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń jonów powstałych przez dysocjację elektrolityczną, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych jest wielkością stałą w danej temperaturze.\n\n\n\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( K =\\frac{[A^{m+}]^n[B^{n-}]^m}{[A_nB_m]} \\)\n\n" } ]

[ "1.\tTEORIA ARRHENIUSA", "Teoria ta opiera się na dysocjacji elektrolitycznej i podaje definicje kwasów i zasad. Kwasy to substancje, które dysocjują z odszczepieniem jonu wodorowego:", "Np. \\( HCl \\rightleftharpoons H^+ + Cl^- \\) \\( H_2SO_4 \\rightleftharpoons H^+ + HSO_4^- \\) \\( HSO_4^- \\rightleftharpoons H^+ + SO_4^{ 2-} \\) \\( H_3PO_4 \\rightleftharpoons H^+ + H_2PO_4^- \\) \\( H_2PO_4^- \\rightleftharpoons H^+ + HPO_4^{2-} \\) \\( HPO_4^{2-} \\rightleftharpoons H^+ + PO_4^{3-} \\) Zasady to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z odszczepieniem jonów hydroksylowych:", "Np. \\( Mg(OH)_2 \\rightleftharpoons Mg(OH)^+ + OH^- \\) \\( Mg(OH)^+ \\rightleftharpoons Mg^{2+} + OH^- \\) \\( Ca(OH)_2 \\rightleftharpoons Ca^{2+} + 2 OH^- \\)", "Teoria ta choć chętnie stosowana przez chemików, posiada pewne ograniczenia. Nie wyjaśnia dlaczego niektóre sole, które wg tej teorii są substancjami obojętnymi, w roztworach wodnych zachowują się jak kwasy lub zasady (np. węglan sodu ma odczyn alkaliczny, a siarczan(VI) miedzi(II) odczyn kwaśny). Kolejnym ograniczeniem jest fakt, że stosuje się tylko do roztworów wodnych. Niektóre substancje zmieniają swoje właściwości w roztworach gdzie rozpuszczalnik jest inny niż woda. Za przykład można podać mocznik. Substancja ta w roztworze wodnym jest obojętna, natomiast w bezwodnym, ciekłym amoniaku zachowuje się jak typowy kwas. Swoje właściwości zmienia w bezwodnym kwasie octowym, w którym wykazuje właściwości zasadowe.", "2.\tTEORIA BRöNSTEDA I LOWRY'EGO", "Teoria ta jest inaczej nazywana teoria protonową, gdyż wodór pozbawiony elektronu staje się protonem. W związku z tym kwasem jest każdy związek, który jest donorem (dawcą) protonu, a zasada to substancja która jest akceptorem protonu.", "W roztworach wolne protony nie mogą samodzielnie istnieć, wobec tego muszą połączyć się z inną cząsteczką lub jonem. Taka cząsteczka lub jon ma charakter akceptora protonu, a więc zasady. Dlatego w rzeczywistości nie przebiegają reakcje odłączenia protonu od kwasu, a jedynie reakcje przeniesienia protonu do cząsteczki innej zasady, będącej mocniejszym akceptorem protonów od zasady sprzężonej z danym kwasem.", "Jeżeli rozpatrzymy reakcję:", "\\( H_2O + NH_3 \\rightleftharpoons OH^- + NH_4^+ \\)", "W tej reakcji woda jest donorem jonu wodorowego (protonu), a cząsteczka amoniaku jest akceptorem protonu. Woda jest więc kwasem a amoniak zasadą. Natomiast w reakcji:", "\\( H_2O + CH_3COOH \\rightleftharpoons CH_3COO^- + H_3O^+ \\)", "Woda jest zasadą, ponieważ przyjmuje proton od kwasu (kwasu octowego). Sprzężonym kwasem będzie wzbogacona o proton cząsteczka wody, czyli kation hydroniowy. Reszta kwasowa \\( CH_3COO^- \\) jest sprzężoną zasadą. Ujęcie Brönsteda i Lowry'ego pozwala na lepsze zaobserwowanie właściwości słabych zasad i słabych kwasów. Cechą charakterystyczną wszystkich kwasów Brønsteda-Lowry'ego jest to, że posiadają tzw. kwaśne (ruchliwe) atomy wodoru. Natomiast wspólną cechą zasad w tej teorii jest posiadanie wolnej pary elektronowej, która może być przyłączona do pozbawionego elektronów jonu \\( H^+ \\).", "3.\tTEORIA LEWISA", "Teoria Lewisa jest jedną z najbardziej ogólnych teorii kwasowo - zasadowych. Wiele substancji, które zarówno w ujęciu Arrheniusa, jak i w ujęciu Brönsteda i Lowry'ego, nie były klasyfikowane, są zdefiniowane według Lewisa. Teoria ta opiera się na zdolności substancji do przyłączania i oddawanie pary elektronowej. Zgodnie z tą teorią: - kwasem nazywa się jon, atom lub cząsteczkę, która jest akceptorem pary elektronowej (posiada lukę elektronową). Np. \\( H_2O \\), \\( H^+ \\), \\( Na^+ \\), \\( Fe^{3+} \\), \\( NH_3 \\), \\( SO_2 \\), \\( SO_3 \\) - zasadą natomiast określa się jon, atom lub cząsteczkę, która jest donorem pary elektronowej (posiada wolną parę elektronową). Np. \\( H_2O \\), \\( OH^- \\), \\( NH_3 \\), Teoria ta ma szersze zastosowanie, ponieważ umożliwia klasyfikacje także tych substancji, które nie posiadają w cząsteczce wodoru. Według tej teorii niektóre związki chemiczne, atomy, jony mogą być zarówno kwasami, jak i zasadami, w zależności od innych substancji, z którymi reagują. Np.", "cząsteczka wody jest dawcą pary elektronowej jest więc zasadą, a jon wodorowy akceptorem pary elektronowej, więc jest kwasem.", "Jon chlorkowy jest zasadą ponieważ użycza pary elektronowej, a \\( AlCl_3 \\) jest kwasem ponieważ jest akceptorem tej pary. Podsumowując, pojęcie kwasu może być definiowane na kilka sposobów w zależności od teorii. Teorie te wzajemnie się uzupełniają. To czy substancja jest kwasem zależy od środowiska w którym się znajduje. Zmiana rozpuszczalnika, dodatek innych elektrolitów modyfikuje zarówno moc kwasu a nawet samą kwasowość cząsteczki." ]

[]

[ "Słaby elektrolit \\( AB \\), którego stężenie wynosi \\( c \\) ulega dysocjacji zgodnie z równaniem:", "Stopnień dysocjacji \\( \\alpha \\) podaje nam jaka część cząsteczek wprowadzonych do roztworu jest zdysocjowana. Liczba cząsteczek niezdysocjowanych będzie wyrażona poprzez \\( (1-\\alpha) \\). Zatem stężenia każdego z jonów są równe: \\( [A^+] = \\alpha c \\) \\( [B^-] = \\alpha c \\) A stężenie cząsteczek niezdysocjowanych będzie równe: \\( [AB] = (1-\\alpha) c \\) Stała dysocjacji dla słabego elektrolitu AB ma postać:", "Równanie to wiąże stopień dysocjacji \\( \\alpha \\) ze stężeniem roztworu \\( c \\) i stałą dysocjacji \\( K_d \\). Przy danym stężeniu, w stałej temperaturze, im większa jest stała dysocjacji \\( K_d \\), tym większy jest stopień dysocjacji \\( \\alpha \\). Dla niezbyt rozcieńczonych słabych elektrolitów stopień dysocjacji jest bardzo mały i możemy w przybliżeniu przyjąć, że \\( 1-\\alpha ≈1 \\). Prawo rozcieńczeń Ostwalada przyjmuje wtedy postać uproszczoną:", "Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest wtedy odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego jego stężenia w roztworze. Prawo rozcieńczeń Ostawalda ma zastosowanie do niezbyt stężonych roztworów słabych elektrolitów." ]

[]

[ "Kwasy wieloprotonowe dysocjują wielostopniowo. Przykładem może być kwas ortofosforowy(V), którego dysocjacja zachodzi trójstopniowo:", "Dla każdego etapu dysocjacji wartość stałej dysocjacji jest inna:", "\\( K_1 =\\frac {[\\ce{H^+}][\\ce{H_2PO_4^-}]}{[\\ce{H_3PO_4}]} = 2,3 · 10^{-2} \\)", "\\( K_2 =\\frac {[\\ce{H^+}][\\ce{HPO_4^{2-}}]}{[\\ce{H_2PO4^-}]} = 1,6 · 10^{-7} \\)", "\\( K_3 =\\frac {[\\ce{H^+][PO_4^{3-}}]}{[\\ce{HPO_4^{2-}}]} = 1,4 · 10^{-12} \\)", "Stała dysocjacji całkowitej \\( \\ce{K_{H_3PO_4}} \\), równa się iloczynowi stałych dysocjacji wszystkich etapów:", "\\( K_{\\ce{H_3PO_4}} =\\frac {[\\ce{H^+}]^3[\\ce{PO_4^{3-}}]}{[\\ce{H_3PO_4}]} = K_1· K_2· K_3 = (2,3 · 10^{-2}) · (1,6 · 10^{-7}) · (1,4 · 10^{-12}) = 5,1 · 10^{-21} \\)", "Pierwsza stała dysocjacji \\( K_1 \\) odpowiada odszczepieniu pierwszego jonu wodorowego (protonu) i jest zawsze największa. W kolejnych stopniach dysocjacji jony wodorowe odszczepiają się od jonów ujemnych i dlatego mają mniejsze wartości. Zatem w roztworze kwasu ortofosforowego(V) znajdują się niezdysocjowane cząsteczki \\( \\ce{H_3PO_4} \\), jony \\( \\ce{H^+} \\), jony \\( \\ce{H_2PO4^-} \\) (najliczniejsze), jony \\( \\ce{HPO_4^{2-}} \\) i jony \\( \\ce{PO_4^{3-}} \\) (najmniej liczne). Podobnie kwas siarkowy(VI) ulega dysocjacji stopniowej, jest on kwasem mocnym więc jest całkowicie zdysocjowany na jony:", "W związku z tym w roztworze kwasu znajdują się jony \\( \\ce{H^+} \\), \\( \\ce{HSO_4^-} \\) i \\( \\ce{SO_4^{2-}} \\).", "Również zasady wielowodorotlenowe (wielokwasowe) dysocjują stopniowo. W pierwszym etapie odszczepia się jedna grupa wodorotlenowa, w kolejnym następna. Dla zasady wapniowej \\( \\ce{Ca(OH)_2} \\) dysocjacja przebiega następująco:", "Dla każdego z tych etapów można wyznaczyć stałą dysocjacji. Zawsze stała dysocjacji etapu pierwszego jest większa od stałej dysocjacji etapu drugiego \\( K_1 > K_2 \\).", "Sole dysocjują jednostopniowo z wyjątkiem wodorosoli, które również ulegają dysocjacji stopniowej:", "Zatem, w roztworze \\( \\ce{NaH_2PO_4} \\) znajduja się jony: \\( \\ce{H^+} \\), \\( \\ce{Na^+} \\), \\( \\ce{H_2PO_4^-} \\), \\( \\ce{HPO_4^{2-}} \\), \\( \\ce{PO_4^{3-}} \\)." ]

[]

[ "Jeśli mamy sól trudnorozpuszczalną, np: \\( M_nR_m \\) , to jeśli wprowadzimy ją do wody, zdysocjuje tylko niewielka ilość cząsteczek tej soli. Zdecydowana większość tej substancji pozostanie w formie cząsteczkowej (obserwujemy to jako osad nierozpuszczony w roztworze):", "W rzeczywistości w roztworze cały czas zachodzą reakcje rozpuszczania i wytrącania osadu, ale ani ogólne stężenie roztworu ani ilość osadu nie ulegają zmianie. Ustala się zatem równowaga dynamiczna pomiędzy formą cząsteczkową w osadzie a jonami w roztworze. Stałą równowagi tej reakcji możemy zapisać wzorem:", "Stężenie cząsteczek \\( M_nR_m \\) w nasyconym roztworze jest praktycznie stałe, bo roztwór pozostaje w równowadze z osadem. Zatem przekształcamy równanie ( 2 ), tak aby wartości stałe były po jednej stronie:", "Powyższy iloczyn jest wartością stałą dla danej substancji w stałych warunkach ciśnienia i temperatury i nosi nazwę iloczynu rozpuszczalności. Iloczyn rozpuszczalności ma jednostkę charakterystyczną dla danego równania, dlatego na ogół jej nie zapisujemy.", "Iloczyn rozpuszczalności jest miarą rozpuszczalności danej substancji. Jeżeli iloczyn stężeń jonowych trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze jest większy niż iloczyn rozpuszczalności tego elektrolitu:", "\\( [M^{m+}]^n[R^{n-}]^m > I_r \\)", "To z roztworu wytrąca się osad, do momentu aż nie osiągnie iloczynu rozpuszczalności (roztwór nasycony). Jeżeli iloczyn stężeń jonowych trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze jest mniejszy niż iloczyn rozpuszczalności tego elektrolitu:", "\\( [M^{m+}]^n[R^{n-}]^m < I_r \\)", "Substancja jest rozpuszczona całkowicie (brak osadu) i mamy wtedy roztwór nienasycony.", "Niekiedy można uzyskać roztwory o stężeniach większych niż wynosi rozpuszczalność danej substancji w roztworze (przekroczony iloczyn rozpuszczalności). Roztwory takie noszą nazwę roztworów przesyconych. Są one układami nierównowagowymi i termodynamicznie nietrwałymi. Roztwory takie będą dążyć do powrotu do równowagi i z biegiem czasu wytrąci się z nich osad." ]

[ { "name": "Definicja 1: Iloczyn rozpuszczalności", "content": "Iloczyn rozpuszczalności \\( I_r \\) to iloczyn stężeń jonów danej substancji w roztworze nasyconym.\n\n\n(4)\n\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( I_r = [M^{m+}]^n[R^{n-}]^m \\)\n\ngdzie:\n \\( [M^{m+}] \\) - stężenie kationów\n \\( [R^{n-}] \\) - stężenie anionów\n \\( n, m \\) - współczynniki stechiometryczne\n\n" } ]

[ "Iloczyn rozpuszczalności charakteryzuje rozpuszczalność stałego elektrolitu w danej temperaturze. Znając \\( I_R \\) można wyznaczyć maksymalną ilość substancji jaką możemy rozpuścić w danej objętości i temperaturze.", "Dla przykładu wyznaczymy stężenie molowe soli w nasyconym roztworze trudno rozpuszczalnej soli o wzorze ogólnym \\( M_nR_m \\). Sól rozpuszcza się zgodnie z równaniem:", "Iloczyn rozpuszczalności tej soli jest równy:", "Jeżeli przez \\( S \\) oznaczymy rozpuszczalność molową substancji \\( M_nR_m \\), to stężenia poszczególnych jonów wynoszą: \\( [M^{m+}] = nS \\) \\( [R^{n-}] = mS \\) Wzór na iloczyn rozpuszczalności przyjmuje postać:", "Przekształcając powyższe równanie możemy obliczyć rozpuszczalność molową:" ]

[]

[ "Autodysocjacja jest to rodzaj dysocjacji elektrolitycznej, która zachodzi w czystym związku chemicznym. Autodysocjacji ulegają niektóre rozpuszczalniki o budowie polarnej. Cząsteczka rozpada się pod wpływem innych cząsteczek tego samego związku tworząc odpowiednie kationy i aniony. Właściwości te ułatwiają lub wręcz umożliwiają rozpad na jony innych związków chemicznych (np. soli, kwasów, zasad), najczęściej przez solwatację. Autodysocjacji cząsteczek rozpuszczalnika polega na przeniesieniu protonu z jednej cząsteczki do drugiej, w wyniku czego otrzymujemy jony:", "Iloczyn stężeń obu jonów powstających w wyniku autodysocjacji nosi nazwę iloczynu jonowego.", "Przykłady autodycsocjacji cieczy o budowie polarnej:" ]

[]

[ "Woda ulega częściowo autodysocjacji zgodnie z równaniem:", "Otrzymujemy w wyniku tej reakcji jon hydroniowy (uwodniony kation wodorowy) i jon wodorotlenowy. Na Rys. 1 przedstawiono tworzenie jonu hydroniowego.", "Dla uproszczenia pominiemy tworzenie jonu hydroniowego i przedstawimy reakcję autodysocjacji wody w sposób uproszczony:", "Stała dysocjacji wody wyrażona jest równaniem:", "Stężenia jonów wodorowych \\( [\\ce{H^+}] \\) i jonów \\( [\\ce{OH-}] \\) są sobie równe. Ponieważ stopień dysocjacji wody jest niewielki to stężenie cząsteczek niezdysocjowanych \\( [\\ce{H_2O}] \\) jest równe całkowitej liczbie cząsteczek. Jest to zatem liczba moli wody w \\( 1 dm^3 \\) wody (przyjmując,że gęstość wody wynosi \\( 1 g/cm^3 \\), \\( 1 dm^3 \\) waży \\( 1000g \\)):", "Podstawiając do równania:", "\\( \\frac {[\\ce{H^+}][\\ce{OH^-}]}{55,56} = 1,8 · 10^{-16} \\)", "\\( [\\ce{H^+}][\\ce{OH^-}] = 55,56 · 1,8 ·10^{-16} = 10^{-14} \\)", "\\( [\\ce{OH^-}][\\ce{H^+}]=10^{-14} \\)", "Iloczyn stężeń jonów \\( [\\ce{H^+}] \\) i \\( [\\ce{OH^-}] \\) jest nazywany iloczynem jonowym wody. Ponieważ iloczyn jonowy wody ma wartość \\( 10^{-14} \\), a stężenia jonów \\( [\\ce{OH^-}] \\) i \\( [\\ce{H^+}] \\)powstałe w wyniku dysocjacji są jednakowe, to w czystej wodzie: \\( [\\ce{OH^-}] = [\\ce{H^+}] = 10^{-7} \\)." ]

[]

[ "Stężenia jonów \\( [\\ce{H^+}] \\) i \\( [\\ce{OH^-}] \\) są sobie równe tylko w czystej wodzie i wynoszą \\( 10^{-7} \\frac {mol}{dm^3} \\). W roztworach kwasów, zasad, czy soli stężenia te są różne, ale zawsze zachowana jest stałość iloczynu jonowego wody. W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu używa się pojęcia pH (tzw. Współczynnik Sӧrensena).", "Gdy \\( \\ce{pH} = 7 \\) to roztwór jest obojętny \\( \\ce{pH} > 7 \\) to roztwór jest zasadowy \\( \\ce{pH} < 7 \\) to roztwór jest kwasowy.", "W podobny sposób możemy zdefiniować \\( \\ce{pOH} \\).", "Po zlogarytmowaniu iloczynu jonowego wody:", "Otrzymamy:", "Suma wykładników jonów wodorowych i wodorotlenowych w roztworach wodnych zawsze wynosi 14." ]

[ { "name": "Definicja 1: \\( \\ce{pH} \\)", "content": " \\( \\ce{pH} \\) jest to wykładnik jonów wodorowych i jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu ze stężenia jonów wodorowych.\n\n\n\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( \\ce{pH} = \\text{-log} [\\ce{H^+}] \\)\n\n" }, { "name": "Definicja 2: \\( \\ce{pOH} \\)", "content": " \\( \\ce{OH} \\) jest to wykładnik jonów wodorotlenowych i jest równy ujemnemu logarytmowi dziesiętnemu ze stężenia jonów wodorotlenowych.\n\n\n\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( \\ce{pOH} = \\text{-log} [\\ce{OH^-}] \\)\n\n" }, { "name": "Definicja 3: \\( \\ce{pH} \\) roztworu \\( \\ce{NH_4OH} \\)", "content": "Obliczyć \\( \\ce{pH} \\) 0,1 M roztworu \\( \\ce{NH_4OH} \\), dla którego stopień dysocjacji wynosi \\( 1\\% \\).\n\nRozwiązanie:\n\n\n\t\t\t\t\t\t\t\t\\( \\ce{NH_4OH} = \\ce{NH_4^ +} + \\ce{OH^-} \\)\n\n\n \\( [\\ce{OH^-}] = C_M · \\alpha · n = 0.1 \\frac {mol}{dm^3} · 0,01 · 1 = 0,001 \\frac {mol}{dm^3} \\)\n\n \\( \\ce{pOH} = \\text{-log} [\\ce{OH^-}] = \\text{-log} 10^{-3} = 3 \\)\n\n \\( \\ce{pH} = 14 - \\ce{pOH} = 14 - 3 = 11 \\)\n\nOdp. \\( \\ce{pH} \\) tego roztworu wynosi 11.\n\n" } ]

[ "Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania:", "Hydrolizie ulegają tylko te sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w środowisku wodnym. Należą do nich: - sole mocnych kwasów i słabych zasad, - sole słabych kwasów i mocnych zasad, - sole słabych kwasów i słabych zasad.", "Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają protonów. Podczas rozpuszczania w wodzie soli mocnych kwasów i mocnych zasad ani jony \\( \\ce{H^+} \\), ani jony \\( \\ce{OH^-} \\) pochodzące od cząsteczki wody nie są wiązane przez jony soli. Sole tej grupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Według teorii Brönsteda hydroliza jest procesem proteolizy w którym tworzy się mocna zasada \\( \\ce{OH^-} \\) lub mocny kwas \\( \\ce{H^+} \\) \\( \\ce{(H_3O^+)} \\), dlatego roztwór przestaje być obojętny." ]

[ { "name": "Definicja 1: Hydroliza", "content": "Hydroliza jest to reakcja jonów soli z cząsteczkami wody. W wyniku tej reakcji z cząsteczki wody uwalnia się jon wodorowy (hydroniowy) lub jon hydroksylowy. Prowadzi to do zakwaszenia lub alkalizacji roztworu." } ]

[ "Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn kwasowy. Na przykład chlorek amonu jest solą pochodzącą od mocnego kwasu chlorowodorowego \\( \\ce{HCl} \\) i słabej zasady amonowej. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :", "lub", "Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną na jony. Kwas chlorowodorowy jest natomiast silnie zdysocjowany na jony i znajdujące się w roztworze jony \\( \\ce{H^+} \\) nadają mu odczyn kwasowy (pH < 7).", "Stała równowagi dla tej reakcji wynosi:", "Jeżeli obie strony równania pomnożymy przez stężenie cząsteczek wody \\( [\\ce{H_2O}] \\), to otrzymamy stałą hydrolizy:", "Jeżeli licznik i mianownik pomnożymy przez \\( [\\ce{OH^-}] \\) to otrzymamy:", "To wyrażenie na stałą hydrolizy przybiera postać:", "Można zatem powiedzieć, że stała hydrolizy dla soli pochodzącej od mocnego kwasu i słabej zasady jest stosunkiem iloczynu jonowego wody \\( K_w \\) do stałej dysocjacji słabej zasady \\( K_{zas} \\).", "Stała hydrolizy rośnie im zasada słabsza." ]

[]

[ "Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Na przykład octan sodu jest solą pochodzącą od mocnej zasady \\( \\ce{NaOH} \\) i słabego kwasu octowego. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :", "lub", "Tworzący się w wyniku hydrolizy kwas octowy jest słabym kwasem, a więc jest słabo zdysocjowany na jony. Zasada sodowa jest natomiast silnie zdysocjowana i znajdujące się w roztworze jony \\( \\ce{H^+} \\) nadają mu odczyn zasadowy (pH > 7).", "Stała równowagi dla tej reakcji wynosi:", "Jeżeli obie strony równania pomnożymy przez stężenie cząsteczek wody \\( [\\ce{H_2O}] \\), które jest wartością stałą, to otrzymamy stałą hydrolizy:", "Jeżeli licznik i mianownik pomnożymy przez \\( [\\ce{H^+}] \\) to otrzymamy:", "To wyrażenie na stałą hydrolizy przybiera postać:", "Można zatem powiedzieć, że stała hydrolizy dla soli pochodzącej od mocnej zasady i słabego kwasu jest określona wzorem:" ]

[]

[ "Sole pochodzące od słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie. Odczyn wodnych roztworów tych soli może byc słabo kwasowy, słabo zasadowy lub obojętny. Zależy to od mocy kwasu i zasady, które powstały w wyniku hydrolizy. Przykładem omawianych soli jest cyjanek amonu. W roztworze wodnym jest on zdysocjowany na jony, które następnie reagują z cząsteczkami wody. Woda reaguje z anionem soli \\( \\ce{CN^-} \\), czyli zasadą w teorii Brönsteda, pełniąc rolę kwasu, jednocześnie woda reaguje z kationem soli pełniąc rolę zasady:", "Sumarycznie równanie hydrolizy można przedstawić:", "Stała równowagi dla tej reakcji:", "jeżeli licznik i mianownik pomnozymy przez iloczyn jonowy wody \\( [\\ce{H^+}][\\ce{OH^-}] \\) otrzymamy:", "ponieważ:", "\\( K_{\\ce{HN_4OH}}=\\frac{[\\ce{NH_4^+}][\\ce{OH^-}]}{[\\ce{NH_4OH}]} \\); \\( K_{\\ce{HCN}}=\\frac{[\\ce{H+}][\\ce{CN-}]}{[\\ce{HCN}]} \\); \\( K_w = [\\ce{H^+}][\\ce{OH^-}] \\)", "Wzór na stałą hydroliza dla soli słabego kwasu i słabej zasady ma postać:", "Jaki jest odczyn takiej soli, jest uzależnione od względnych wartości stałych dysocjacji \\( K_w \\) i \\( K_{zas} \\). Gdy zasada z której powstałą sól jest mocniejsza niż kwas, roztwór wodny tej soli jest zasadowy. Jeżeli kwas jest mocniejszy, odczyn jest kwasowy.", "Dla omawianego kwasu i zasady stałe dysocjacji wynoszą: \\( K_{\\ce{NH_4OH}} = 1.8·10^{-5} \\); \\( K_{\\ce{HCN}} = 4·10^{-10} \\). Ponieważ wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu cyjanowodorowego, więc wolne jony \\( \\ce{OH^-} \\) pochodzące od zdysocjowanego w większym stopniu \\( \\ce{NH_4OH} \\) nadają temu roztworowi charakter słabo alkaliczny." ]

[]

[ "Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu czy zasady do czystej wody powoduje wyraźną zmianę pH. Często zachodzi konieczność prowadzenia danej reakcji w środowisku o założonym pH. Do utrzymania stałej kwasowości środowiska stosuje się mieszaniny zwane roztworami buforowymi.", "Mechanizm działania roztworów buforowych wynika z zawartości w nich jonów, które stanowią pułapki wiążące jony wodorowe lub wodorotlenowe. Jako przykład rozważymy bufor octanowy, który jest mieszaniną kwasu octowego \\( \\ce{CH_3COOH} \\) i octanu sodu i \\( \\ce{CH_3COONa} \\). Octan sodu jest mocnym elektrolitem, więc jest całkowicie zdysocjowany na jony:", "Kwas octowy jest kwasem słabym, równowaga dysocjacji opisana jest równaniem", "I odpowiada jej stała dysocjacji kwasu:", "W wyniku słabej dysocjacji kwasu octowego możemy przyjąć, że całkowite stężenie jonów \\( \\ce{CH_3COO^-} \\) określone jest przez stężenie jonów pochodzących z dysocjacji soli, które równe jest stężeniu soli \\( c_s \\). Duże stężenie jonów \\( \\ce{CH_3COO^-} \\), staje się przyczyną obniżenia stężenia jonów \\( \\ce{H^+} \\) i stopień dysocjacji kwasu obniża się, bo musi być zachowana stała wartość \\( K_k \\). Pozwala to przyjąć, że stężenie niezdysocjowanych cząsteczek \\( [\\ce{CH_3COOH}] \\) jest praktycznie równe całkowitemu stężeniu tego kwasu \\( c_k \\). Możemy zatem napisać, że:", "Po zlogarytmowaniu otrzymujemy:", "Stąd:", "gdzie: \\( c_s \\) - stężenie soli \\( c_k \\) - stężenie kwasu", "Wzór ten wyraża pH roztworu buforowego. Ponieważ roztwór buforowy stanowi mieszaninę jonów \\( \\ce{CH_3COO^-} \\), \\( \\ce{Na^+} \\) i niezdysocjowanych cząsteczek \\( \\ce{CH_3COOH} \\). Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu wprowadza do roztworu jony \\( [\\ce{H^+}] \\). Jony te będą natychmiast wiązane przez jony \\( \\ce{CH_3COO^-} \\) na niezdysocjowany w tych warunkach kwas octowy \\( \\ce{CH_3COOH} \\).", "Nie powodują więc wzrostu kwasowości roztworu. Wprowadzając mocną zasadę, dostarczamy jony \\( \\ce{OH^-} \\), które będą wiązane w niezdysocjowane cząsteczki wody przez jony \\( \\ce{H^+} \\) pochodzące ze słabej dysocjacji kwasu octowego.", "Podobnie zachowuje się bufor amonowy, który jest przykładem buforu będącego mieszaniną słabej zasady \\( \\ce{NH_4OH} \\) i soli słabej zasady z mocnym kwasem \\( \\ce{NH_4Cl} \\). Sól jest całkowicie zdysocjowana na jony, natomiast stała dysocjacji dla zasady dana jest równaniem:", "Zasada amonowa w mocnym elektrolicie \\( \\ce{NH_4Cl} \\) jest praktycznie niezdysocjowana i możemy przyjąć,że \\( [\\ce{NH_4^+}] = c_s \\), stężenie niezdysocjowanych cząsteczek \\( [\\ce{NH_4OH}] = c_z \\). Wówczas otrzymujemy zależność:", "stąd", "ta zależność daje nam sposób obliczania pH buforu będącego mieszaniną słabej zasady i soli tej zasady z mocny kwasem. W tym przypadku w roztworze mamy cząsteczki \\( \\ce{NH_4OH} \\) oraz jony i \\( \\ce{NH_4^+} \\) i \\( \\ce{Cl^-} \\). Dodatek kwasu lub zasady prowadzi do reakcji:", "W obu omawianych przypadkach zmiana pH roztworu wynikająca z dodatku mocnego kwasu lub zasady, wynika ze zmiany stosunku stężenia \\( \\frac {c_z}{c_s} \\) lub \\( \\frac {c_k}{c_s} \\). Jeżeli ilość dodanego kwasu czy zasady wywołuje niewielką zmianę tych stężeń, całkowita zmiana pH będzie niewielka. Aby zmienić pH o jednostkę trzeba stosunek tych stężeń zmienić aż dziesięciokrotnie. Zdolność roztworu buforowego do utrzymania w przybliżeniu stałej kwasowości roztworu charakteryzowana jest tzw. pojemnością buforową. Pojemność buforowa jest to liczba gramorównoważników mocnego kwasu lub mocnej zasady, która dodana do \\( 1 dm^3 \\) roztworu buforowego zmienia jego pH o jednostkę." ]

[ { "name": "Definicja 1: Roztwory buforowe", "content": " roztwory, które utrzymują stałą wartość pH pomimo wprowadzania niewielkich ilości kwasów lub zasad, lub podczas rozcieńczania . Są to mieszaniny roztworów słabych kwasów i soli tych kwasów z mocnymi zasadami lub mieszaniny roztworów słabych zasad i soli tych zasad z mocnymi kwasami." } ]

[ "Elektrochemia ma charakter interdyscyplinarny i zajmuje się badaniem procesów utleniania i redukcji zachodzących na elektrodach, metalach, stopach będących w kontakcie z elektrolitem. Dział elektrochemii zajmujący się badaniem procesów zachodzących na granicy faz elektroda/elektrolit nazywamy elektrodyką. Z kolei część elektrochemii zwana joniką zajmuję się badaniem właściwości roztworów elektrolitów rozpuszczonych w wodzie, rozpuszczalnikach bezwodnych, mieszanych i stopionych solach. Jonika zajmuje się głównie badaniem procesów transportu jonów w roztworach elektrolitów spowodowanym gradientem pola elektrycznego lub gradientem stężenia.", "Elektrochemia stosowana: Procesy elektrolizy są wykorzystywane w laboratoriach naukowych, a także w przemyśle do produkcji czystych metali, gazów, obróbki elektrochemicznej powierzchni metali i stopów. Procesy katodowej redukcji są używane do wytwarzania powłok galwanicznych na metalach i stopach. Procesy anodowego roztwarzania są natomiast wykorzystywane do elektrochemicznego polerowania, elektrobarwienia lub wytwarzania warstw tlenkowych na powierzchni metali i stopów. Elektrochemia zajmuje się konstrukcją urządzeń tzw. ogniw paliwowych, które wytwarzają energię elektryczną w sposób ciągły dzięki dostarczaniu paliwa. Urządzenia służące do magazynowania energii chemicznej, która jest przekształcana w energię elektryczną nazywane są bateriami lub akumulatorami.", "Wykorzystana literatura: Części e-podręcznika poświęcona elektrochemii została opracowana na podstawie następujących pozycji: 1. Adolf Kisza, Elektrochemia I, Jonika, Wydawnictwo Naukowo Techniczne Warszawa 2000 2. Adolf Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, Wydawnictwo Naukowo Techniczne Warszawa 2001 3. Peter William Atkins, Chemia Fizyczna, Wydawnictwo Naukowe PWN Warszawa 2001 4. Chemia dla inżynierów, praca zbiorowa pod redakcją Jacka Banasia i Wojciecha Solarskiego, Akademia Górniczo-Hutnicza im. St. Staszica w Krakowie, Kraków 2000, Ośrodek Edukacji Niestacjonarnej" ]

[]

[ "Reakcje chemiczne podczas których pierwiastki zmieniają stopień utlenienia nazywamy reakcjami utleniania-redukcji lub reakcjami redox. W procesach chemicznych reakcje utleniania i redukcji zachodzą w tym samym czasie i w tym samym miejscu np. reakcja utlenienia żelaza (Fe) w kontakcie z tlenem z powietrza. Błyszcząca, wypolerowana płytka żelaza w kontakcie z powietrzem z czasem matowieje na skutek zachodzących na jej powierzchni reakcji redox. Żelazo ulega utlenieniu i tworzy się tlenek żelaza(II), który następnie w wyniku dalszego utleniania żelaza przechodzi w tlenek żelaza(III). Natomiast tlen \\( \\ce{O_{2}} \\) ulega redukcji. Stopień utlenienia żelaza wzrasta ze stopnia 0 do \\( \\ce{Fe^{+2}} \\) a następnie do \\( \\ce{Fe^{+3}} \\), czyli żelazo ulega utlenieniu, natomiast stopień utlenienia tlenu maleje ze stopnia 0 do stopni \\( \\ce{O^{-2}} \\)a więc tlen ulega redukcji. \\( \\ce{Fe + \\frac{1}{2}O_{2}= FeO} \\) W procesach elektrochemicznych reakcje utlenienia i redukcji zachodzą na różnych elektrodach (w różnych miejscach). Są to reakcje redox zachodzące w ogniwach i elektrolizerach. W ogniwach elektrochemicznych, na katodzie zachodzą reakcje redukcji, natomiast na anodzie zachodzą reakcje anodowego utleniania. Rys. 1 przedstawia schemat ogniwa elektrochemicznego, w którym katodą jest elektroda miedziana natomiast anodą jest elektroda żelazna. Obie te elektrody są zanurzone w roztworze kwasu siarkowego(VI).", "W ogniwie tym zachodzą następujące reakcje: na anodzie zachodzi reakcja utleniania żelaza (reakcja ( 1 ) ), a na katodzie reakcja redukcji jonów wodorowych (reakcja ( 2 ) ).", "W procesie elektrochemicznym reakcje utleniania i redukcji zachodzą w różnych miejscach (na różnych elektrodach). Jak pokazano na Rys. 1 podczas utleniania elektroda ulega roztwarzaniu, jony metalu przechodzą do roztworu, a uwolnione elektrony przemieszczają się do drugiej elektrody (katody), gdzie są złużywane w procesie redukcji. W ogniwach na katodzie zachodzą reakcje redukcji, a na anodzie reakcje utleniania. Najczęściej spotykane reakcje zachodzące na katodach są to reakcje redukcji tlenu i wodoru, a także reakcje redukcji jonów metali. Reakcje redukcji tlenu i wodoru nazywane są reakcjami depolaryzacji tlenowej (reakcja ( 5 ) ) i wodorowej (reakcja ( 2 ) ). Poniżj podane są przykładowe reakcje katodowej redukcji ( ( 3 ) - ( 6 ) ):", "Rekacja reukcji jonów metalu (reakcja ( 3 ) ) jest wykorzystywana do otrzymywania podczas elektroosadzania metalicznych powłok. Reakcja ( 6 ), reakcja redukcji czasteczek wody zachodzi na katodzie w elektrolitach obojętnych lub zasadowych. Reakcje anodowe są to reakcje utleniania metalu, jonów metali lub jonów niemetali. Równania ( 7 )-( 9 ) podają przykładowe reakcje anodowego utleniania.", "Anodowa reakcja utleniania cząsteczek wody (reakcja ( 8 ) ) zachodzi w elektrolitach kwasowych i obojętnych." ]

[]

[ "Potencjał elektrody zanurzonej w roztworze elektrolitu możemy zmierzyć jedynie poprzez pomiar siły elektromotorycznej ogniwa (SEM), składającego się z elektrody badanej i elektrody odniesienia zwanej elektrodą wskaźnikową lub wzorcową. Potencjał elektrody odniesienia zanurzonej w roztworze elektrolitu jest stały i nie ulega zmianom w czasie. Potencjały standardowych elektrod odniesienia są znane. Znając potencjał elektrody odniesienia (wskaźnikowej) i wartość SEM ogniwa, możemy obliczyć wartość potencjału elektrochemicznego elektrody badanej. Pomiaru potencjału elektrod dokonujemy przy użyciu różnych elektrod odniesienia takich jak: standardowa elektroda wodorowa \\( {Pt}{/}\\ce{{H_{2}}, \\ce{{H^{+}}}} \\), nasycona elektroda kalomelowa \\( \\ce{{Hg}, {Hg_{2}Cl_{2}}{/}{Cl^{-}}} \\), nasycona elektroda chlorosrebrowa \\( \\ce{{Ag}}, \\ce{{AgCl}}{/}\\ce{{Cl^{-}}} \\), elektroda tlenkowo-rtęciowa \\( \\ce{{Hg}}, \\ce{{HgO}{/}{O^{2-}}} \\), elektroda siarczano-rtęciowa \\( \\ce{{Hg}}, \\ce{{Hg_{2}SO_{4}}{/}{SO_{4}^{2-}}} \\). W warunkach standardowych: T = 298 K, \\( \\ce{p_{H_2}} \\) = 1013 hPa, pH = 0, potencjał elektrody wodorowej został przyjęty za równy 0 V. Potencjał nasyconej elektrody kalomelowej względem elektrody wodorowej wynosi 0,241 V, elektrody chlorosrebrowej 0,222 V, elektrody tlenkowo-rtęciowej 0,097 V, a elektrody siarczanowo-rtęciowej 0,614 V. Elektroda wodorowa należy do grupy elektrod zwanych elektrodami gazowymi pierwszego rodzaju. Zbudowana jest ona z blaszki platynowej pokrytej czernią platynową zanurzoną w roztworze kwasu solnego i omywana jest gazowym wodorem pod ciśnieniem 1013 hPa. W praktyce do pomiaru potencjału, jako elektrody odniesienia stosuje się elektrody kalomelową, chlorosrebrową, które są stosowane w środowiskach zawierających jony chlorkowe. Elektroda tlenkowo-rtęciowa jest stosowana do pomiaru potencjału w środowiskach alkalicznych. Elektrody odniesienia można podzielić na dwie grupy: elektrody I rodzaju i elektrody II rodzaju. Elektrody I rodzaju Elektrodami I rodzaju są metale zanurzone w roztworze elektrolitu zawierającego jony tego metalu np. elektroda miedziana zanurzona w roztworze siarczanu(VI) miedzi \\( \\ce{{Cu}{/}{Cu^{2+}}} \\). Do tej grupy zalicza się również elektrody gazowe np. standardową elektrodę wodorową \\( \\ce{{Pt}{/}{H_{2}}, \\ce{{H^{+}}}} \\). Elektrodami pierwszego rodzaju są również elektrody redoks, w których metal szlachetny np. platyna jest zanurzony w roztworze elektrolitu, w którym zachodzi reakcja redoks \\( {Pt}{/}\\ce{{Fe^{2+}}, \\ce{{Fe^{3+}}}} \\).", "Rys. 1 przedstawia schemat elektrody wodorowej. 1 - blacha platynowa 2 - gazowy wodór 3 - roztwór kwasu solnego 4 - zbiornik blokujący dostęp tlenu 5 - naczynie z elektrolitem Elektrody II rodzaju Elektrodą drugiego rodzaju jest układ składający się z metalu pokrytego trudno rozpuszczalną solą tego metalu i zanurzony w roztworze elektrolitu zawierającym aniony soli pokrywającej metal. Przykładem takiej elektrody jest elektroda chlorosrebrowa, w której drut srebrny pokryty jest chlorkiem srebra i zanurzony jest w wodnym roztworze chlorku potasu. Potencjał takiej elektrody zależy od stężenia jonów chlorkowych znajdujących się w roztworze elektrolitu.", "Rys. 2 przedstawia schemat elektrody kalomelowej. W elektrodzie tej, metaliczna rtęć pokryta jest kalomelem i zanurzona w wodnym nasyconym roztworze chlorku potasu. Potencjał tej elektrody odniesienia podobnie jak elektrody chloro srebrnej zależy od stężenia jonów chlorkowych." ]

[]

[ "Bezwzględnej wartości potencjału elektrody zanurzonej w roztworze elektrolitu nie można zmierzyć. Jedynie można wykonać pomiar różnicy potencjałów między dwiema elektrodami w ogniwie (SEM – siły elektromotorycznej ogniwa). Jeśli chcemy zmierzyć potencjał elektrody, to należy zbudować ogniwo w którym jedna elektroda jest elektrodą odniesienia (elektroda o znanym i stałym niezmieniającym się w czasie potencjale), a drugą jest elektroda badana. Rys. 1 przedstawia schemat ogniwa za pomocą którego możemy zmierzyć potencjał elektrody cynkowej zanurzonej w roztworze siarczanu(VI) cynku. Jako elektrodę odniesienia użyto nasyconą elektrodę chlorosrebrową, której potencjał wynosi 0,222 V względem standardowej elektrody wodorowej. Zanurzenie metalu w roztworze zawierającym jego jony powoduje rozpoczęcie dwóch procesów. Elektroda cynkowa będzie ulegać roztwarzaniu i jony cynku będą przechodzić do roztworu. Drugi proces jest związany z jonami cynku znajdującymi się w roztworze, które zaczną pobierać elektrony w powierzchni cynku i osadzać się na powierzchni elektrody cynkowej. Jeśli szybkości obu tych procesów zrównają się, na powierzchni elektrody cynkowej ustali się stan równowagi, co spowoduje naładowanie się elektrody cynkowej do pewnego potencjału, który będzie można zmierzyć jedynie za pomocą ogniwa." ]

[]

[ "Metal zanurzony w roztworze elektrolitu posiada określony potencjał związany z procesami elektrochemicznymi zachodzącymi na jego powierzchni. Procesy elektrochemiczne zachodzące na elektrodach zależą od zjawisk zachodzących na granicy faz elektroda (metal)/elektrolit. Zanurzenie metalu w elektrolicie prowadzi z czasem do ustalenia się stanu równowagi i do segregacji ładunków na granicy faz, która jest odpowiedzialna za różnicę potencjałów w obszarze międzyfazowym. Elektrony opuszczając elektrodę sprawiają, że powierzchnia metalu jest dodatnio naładowana względem roztworu. Z roztworu ujemnie naładowane jony zmierzają a kierunku metalu. Prowadzi to, do segregacji ładunków i do powstania podwójnej warstwy elektrycznej na granicy metal/elektrolit. Strukturę elektrycznej warstwy podwójnej przedstawia Rys. 1.", "Na ładunek dodatni znajdujący się w pewnej odległości od elektrody działa pewien potencjał kulombowski, który zmienia się w zależności od odległości od elektrody ( Rys. 2 ). W roztworze potencjał maleje wraz ze wzrostem odległości ładunku od powierzchni elektrody. Blisko powierzchni elektrody (około 100 nm) wartość potencjału jest stała i jest ona nazywana potencjałem Volty. Jeśli ładunek dotrze do wnętrza metalu, to potencjał działający na niego jest stały i nazywany potencjałem Galvaniego. Różnica potencjałów między potencjałem Galvaniego i potencjałem Volty jest nazywana potencjałem powierzchniowym. Z kolei różnica potencjałów między potencjałem wewnątrz metalu a potencjałem wewnątrz roztworu jest nazywana różnicą potencjału Galvaniego i odpowiada potencjałowi elektrody znajdującej się w roztworze elektrolitu." ]

[]

[ "Standardowy potencjał elektrochemiczny metalu jest to potencjał elektrody metalowej zanurzonej w roztworze elektrolitu, który zawiera jony tego metalu. Potencjał ten jest zmierzony względem elektrody wodorowej w warunkach standardowych. Standardowy potencjał elektrochemiczny jest potencjałem równowagowym i odnosi się do reakcji równowagowej danej równaniem ( 1 ).", "Reakcja ( 1 ) jest reakcją anodowego utleniania metalu. Wartości potencjałów standardowych metali określają ich aktywność chemiczną. Metal posiadający niski potencjał standardowy (bardziej ujemny) jest metalem aktywnym chemicznie i łatwo ulega utlenianiu. Natomiast metale posiadające dodatnie potencjały standardowe łatwo ulegają redukcji. Metal bardziej aktywny zanurzony w roztworze elektrolitu zawierającego jony metalu bardziej szlachetnego (mniej aktywnego), wpypiera z tego roztworu jony metalu o wyższym potencjale standardowym. Na przykład cynk zanurzony w roztworze siarczanu(VI) miedzi powoduje wypieranie jonów miedzi z roztworu i osadzanie się metalicznej miedzi na elektrodzie cynkowej zgodnie z równaniem reakcji ( 2 ).", "W Tabela 1 znajdują się standardowe potencjały dla reakcji elektrochemicznych, w których reagenty znajdują się w roztworze (nie występują w postaci stałej). Wartości potenciałów znajdujących się w Tabela 2 określają zdolności utleniające lub redukujące substancji znajdujących się w roztworze. Jeśli standardowy potencjał elektrochemiczny danej reakcji jest bardziej dodatni, to oznacza, że reagenty biorące udział w tej reakcji posiadają wyższe zdolności utleniające." ]

[]

[ "Równanie Nernsta pozwala obliczyć potencjał odwracalny metalu zanurzonego w roztworze elektrolitu zawierającego jony tego metalu. W takim przypadku między czystym metalem, a jego jonami w roztworze ustala się równowaga, zgodnie z równaniem reakcji ( 1 ).", "Korzystając z równania Nernsta możemy obliczyć potencjał elektrochemiczny metalu zanurzonego w roztworze jego jonów. Aktywność \"a\" substancji utlenionej i zredukowanej jest miarą oddziaływania tej substancji z cząsteczkami rozpuszczalnika oraz innymi jonami, substancjami obecnymi w roztworze. Aktywność jest iloczynem stężenia substancji i współczynnika aktywności \\( a=c*f \\). W roztworach rozcieńczonych, gdzie oddziaływania między jonami są bardzo słabe, współczynnik aktywności jest równy jedności, natomiast aktywność jest równa stężeniu danej substancji.", "R - stała gazowa (8,31 \\( \\frac{J}{mol*K} \\)) T - temperatura bezwzględna wyrażona w stopniach Kelvinach n - liczba elektronów wymienionych w procesie elektrodowym F - stała Faradaya 96 500 C \\( a_{utl} \\)- aktywność formy utlenionej \\( a_{red} \\) - aktywność formy zredukowanej Jeśli aktywność formy utlenionej jest równa aktywności formy zredukowanej, wówczas potencjał elektrochemiczny metalu jest równy potencjałowi standardowemu \\( E=E^{0} \\). Jeśli reakcją elektrodową jest reakcją czystego metalu z jego jonami, wówczas równanie Nernsta przyjmuje uproszczona postać ( 3 ).", "Jeśli aktywność jonów metalu w roztworze jest równa jedności, to potencjał równowagowy jest nazywany potencjałem standardowym metalu." ]

[]

[ "Procesy elektrochemiczne, które zachodzą na elektrodach w ogniwie elektrolitycznym spowodowane przepływem prądu elektrycznego dostarczonego z zewnętrznego źródła prądu stałego nazywamy elektrolizą. Procesy elektrolizy są stosowane do otrzymywania gazów (np. tlenu, wodoru, chloru), metali alkalicznych, aluminium, elektrorafinacji miedzi. Elektroliza jest wykorzystywana również w galwanotechnice (miedziowanie, cynkowanie, srebrzenie). Metale takie jak: sód, aluminium, magnez są otrzymywane w procesie elektrolizy stopionych soli.", "Elektroliza znajduje zastosowanie nie tylko do otrzymywania metali, ale jest również wykorzystywana do pokrywania np. stopów powłokami metalicznymi, powłokami tlenkowymi, które mają za zadanie nadać im specyficzne właściwości takie jak lepszą odporność na korozję, odporność na ścieranie, wyższą twardość. Procesy elektrolityczne pozwalają na otrzymanie produktów np. metali lub gazów o wysokiej czystości, których nie można uzyskać stosując inne metody technologiczne." ]

[]

[ "Elektroliza wody jest to proces rozkładu wodnego roztworu kwasu lub zasady na wodór i tlen, zachodzący w elektrolizerze pod wpływem przyłożonego napięcia. Wodór wydziela się na katodzie z godnie z równaniem reakcji ( 1 ):", "Natomiast tlen wydziela się na anodzie w procesie utleniania jonów wodorotlenowych zgodnie z równaniem ( 2 ):", "Sumaryczną reakcją elektrolizy wody przedstawia równanie ( 3 ):", "Elektroliza wody pozwala na otrzymanie bardzo czystego wodoru i tlenu w warunkach przemysłowych i laboratoryjnych. Jest to proces tani, który może zachodzić zarówno w roztworach kwasowych jaki i zasadowych. W elektrolizerach, jako elektrody używane do elektrolizy wody, znajdują zastosowanie zazwyczaj elektrody stalowe lub niklowe. Rys. 1 przedstawia schemat elektrolizera używanego do elektrolizy wody." ]

[]

[ "Rys. 1 przedstawia schemat elektrolizera używanego do otrzymywania metalicznego sodu. W stopionym chlorku sodu zanurzone są dwie elektrody: grafitowa katoda i stalowa anoda.", "Temperatura stopionej soli, która zawiera kationy sodu i aniony chlorkowe, wynosi około osiemset stopni Celcjusza. Pod wpływem przepływu prądu elektrycznego w elektrolizerze zachodzą następujące reakcje: Na katodzie (elektroda stalowa) zachodzi proces redukcji jonów sodu do metalicznego sodu:", "Na anodzie (elektroda grafitowa) zachodzi reakcja utleniania jonów chlorkowych do gazowego chloru.", "Podczas elektrolizy jony chlorkowe wędrują w kierunku anody i tam ulegają utlenieniu oddając elektrony. Z kolei jony sodu wędrują w kierunku katody, gdzie ulegają redukcji. Sumaryczną reakcję zachodzącą w elektrolizerze przedstawia poniższe równanie." ]

[]

[ "Czysty glin jest otrzymywany na drodze elektrolizy tlenku glinu rozpuszczonego w kriolicie \\( \\ce{Na_{3}AlF_{6}} \\), który oprócz tlenku glinu zawiera także fluorki glinu i wapnia. Elektroliza aluminium jest prowadzona po stopieniu kriolitu w temperaturze około \\( 950^{0}C \\) i przy gęstości prądu około \\( 0,5 \\frac{A}{cm^{2}} \\). Podczas elektrolizy na katodzie zachodzi reakcja redukcji jonów glinu, a dokładnie jonów tetrafluoroglinianowych, które powstają podczas topienia elektrolitu. Z kolei na grafitowych anodach zachodzi reakcja utleniania jonów tetrafluorodioksoglinianowych, co prowadzi do powstania tlenku węgla(IV). Równania ( 1 ) i ( 2 ) przedstawiają reakcje redukcji i anodowego utleniania zachodzące podczas elektrolizy aluminium.", "Sumaryczna reakcja elektrolizy aluminium, to rozkład tlenku glinu z udziałem węgla, reakcja ( 3 ).", "Rys. 1 przedstawia schemat elektrolizera używanego do produkcji aluminium." ]

[]

[ "m - masa substancji wydzielonej na elektrodzie podczas elektrolizy \\( k=\\frac{M}{n*F} \\)- równoważnik elektrochemiczny M - masa molowa wydzielonego jonu n - liczba elektronów przeniesionych w reakcji elektrodowej F - stała Faradaya (F = 96500 C) t - czas trwania elektrolizy I - prąd przepływający podczas elektrolizy", "\\( m_{1}, m_{2} \\) - masy substancji 1 i substancji 2 wydzielone na elektrodach \\( k_{1}, k_{2} \\) - równoważniki elektrochemiczne substancji 1 i substancji 2" ]

[]

[ "Równanie ( 1 ) przestawia elektrochemiczną reakcję odwracalną.", "W równaniu tym \"O\" i \"R\"oznaczają formę utlenioną i zredukowaną, natomiast \\( n_{utl} \\) oznacza liczbę moli formy utlenionej, a \\( n_{red} \\) oznacza liczbę moli formy zredukowanej. Liczba elektronów wymienionych w reakcji elektrochemicznej wynosi \"n\". Jeśli reakcja przebiega w prawą stronę (stała szybkości tej reakcji jest k1) jest to reakcja redukcji (reakcja katodowa). Reakcja przebiegająca w odwrotnym kierunku (stała szybkości reakcji k2) jest reakcją utleniania (reakcja anodowa). W warunkach równowagi szybkości obu reakcji katodowej i anodowej się zrównują. Czyli reakcja przebiegająca w prawo zachodzi z taką samą szybkością jak reakcja przebiegająca w lewo. W przypadku reakcji elektrochemicznych ich szybkość jest definiowana jako zmiana masy elektrody zachodząca w czasie (równanie ( 2 ) ).", "Masę substancji wydzielonej na elektrodzie można obliczyć z I prawa Faradaya. Łącząc równanie na szybkość reakcji elektrochemicznej z I prawem Faraday otrzymujemy równanie ( 3 ).", "v - szybkość reakcji elektrochemicznej m - masa substancji wydzielona na elektrodzie F - stała Fradaya n - liczba elektronów wymieniona w reakcji elektrodowej M - masa molowa substancji wydzielonej na elektrodzie i - prąd przepływający podczas reakcji elektrochemicznej Równanie ( 4 ) wskazuje, że prąd przepływający przez granicę elektroda/elektrolit jest proporcjonalny do szybkości reakcji elektrochemicznej zachodzącej na elektrodzie. W stanie równowagi elektrochemicznej szybkości reakcji katodowej i anodowej są sobie równe co do wartości bezwzględnej. Prąd przy którym wartości prądów katodowych i anodowych są równe nazywany jest prądem wymiany i oznaczony jest symbolem \\( i^{0} \\)." ]

[]

[ "Ogniwo elektrochemiczne jest to układ składający się dwóch różnych elektrod zanurzonych w tym samym elektrolicie lub dwóch takich samych elektrod zanurzonych w różnych elektrolitach. Układ elektroda metaliczna zanurzona w elektrolicie jest nazywany półogniwem. Jeśli elektrody są zanurzone w różnych elektrolitach, to elektrolity te są połączone kluczem elektrolitycznym. Klucz elektrolityczny zapobiega mieszaniu się elektrolitów obu półogniw, ale umożliwia wymianę jonów między nimi. Elektroda, która wykonana jest z metalu posiadającego wyższy potencjał elektrochemiczny nazywana jest katodą, natomiast elektroda, której potencjał elektrochemiczny jest niższy nazywana jest anodą. Różnica potencjałów mierzona między dwoma półogniwami ogniwa otwartego, czyli ogniwa przez które nie płynie prąd elektryczny, nazywana jest siłą elektromotoryczną ogniwa. Ogniwo przez które nie płynie prąd mówimy, że znajduje się ono w stanie równowagi. Źródłem siły elektromotorycznej są reakcje przebiegające w półogniwach.", "Ogniwa elektrochemiczne można podzielić na dwie grupy: 1) Ogniwa galwaniczne są to ogniwa, w których reakcje elektrochemiczne zachodzące na elektrodach przebiegają spontanicznie, co powoduje przepływ prądu przez ogniwo. Na anodzie (elektroda ujemna) zachodzi proces utleniania, a uwalniane w nim elektrony przemieszczają się od anody w kierunku katody (elektroda dodatnia) i tam są zużywane w reakcji redukcji. W ogniwie galwanicznym energia chemiczna jest zamieniana na energię elektryczną. 2) Ogniwa elektrolityczne (elektrolizery) są to ogniwa, w których przypływ elektronów między elektrodami jest wymuszony przez zewnętrzne źródło prądu podłączone do ogniwa. Powoduje to przebieg reakcji utleniania i redukcji na elektrodach.", "Ogniwa galwaniczne dzielimy na: Ogniwa pierwotne, które po wyczerpaniu nie nadają się do dalszego użytkowania (baterie nieodnawialne, np. ogniwo Leclanchego). Ogniwa wtórne, które można regenerować poprzez ładowanie np. akumulatory. Ogniwo paliwowe jest to urządzenie, które pozwala na ciągłą przemianę energii chemicznej w energię elektryczną lub cieplną. Urządzenia te mogą produkować energię w sposób ciągły, poprzez elektrochemiczne spalanie dostarczonych paliw takich jak. np. wodór, metan. Ogniwo paliwowe pracuje aż do wyczerpania paliwa. Ogniwa paliwowe w przeciwieństwie do akumulatorów nie magazynują energii elektrycznej." ]

[]

[ "Ogniwo Daniella jest odwracalnym ogniwem galwanicznym. Elektroda miedziana jest zanurzona w roztworze siarczanu(VI) miedzi, a elektroda cynkowa jest zanurzona w roztworze siarczanu(VI) cynku. Oba roztwory są połączone kluczem elektrolitycznym, który zapewnia przepływ jonów między półogniwami, ale uniemożliwia mieszanie się roztworów elektrolitów. Elektrody są połączone drutem, który zapewnia przepływ elektronów od anody w kierunku katody. Schemat ogniwa Daniella przedstawia Rys. 1.", "W ogniwie tym elektroda cynkowa jest anodą i na niej zachodzi reakcja utleniania cynku, natomiast elektroda miedziana jest katodą i na niej zachodzi reakcja redukcji jonów miedzi. Podczas reakcji utleniania zachodzącej na anodzie, jony cynku przechodzą do roztworu, natomiast elektrony uwolnione w reakcji utlenienia przemieszczają się przewodnikiem elektrycznym od anody w kierunku katody. Na elektrodzie miedzianej dostarczone elektrony są konsumowane w reakcji redukcji jonów miedzi do metalicznej miedzi. Reakcje zachodzące na anodzie i katodzie w ogniwie Daniella przedstawiają równania ( 1 ) i ( 2 ).", "Różnica potencjałów między potencjałem katody i anody jest nazywana siłą elektromotoryczną ogniwa (SEM). W warunkach równowagowych, kiedy przez ogniwo nie płynie prąd elektryczny, siłę elektromotoryczną ogniwa można obliczyć z równania Nernsta. Znając stężenia obu elektrolitów, obliczmy z wzoru Nernsta standardowe potencjały dla miedzi i cynku. Różnica tych potencjałów jest siłą elektromotoryczną ogniwa Daniella ( ( 3 ) )." ]

[]

[ "W ogniwie metanolowym jako paliwo używany jest roztwór metanolu w wodzie, który jest dostarczany do anody. Na anodzie zachodzi utlenianie metanolu i wody w wyniku czego powstają jony wodorowe (protony) i tlenek węgla(IV). Następnie jony wodorowe są transportowane przez membranę elektrolityczną do katody. Równocześnie elektrony uwolnione podczas procesu utleniania na anodzie wędrują w kierunku katody. Z kolei na katodzie protony i elektrony reagują z dostarczanymi z zewnątrz atomami tlenu, tworząc wodę.", "Schemat ogniwa paliwowego metanolowego podany jest na Rys. 1.", "Membrana elektrolityczna jest zbudowana materiału o nazwie Nafion. Jest to syntetyczny kopolimer tetrafluoroetenu i perfluorowanego eteru oligowinylowego zakończonego silnie kwasową resztą sulfonową. Membrana jest pokryta porowatą platyną pełniącą funkcje katalizatora. Z kolei anoda pokryta jest dwoma katalizatorami platyną i rutenem, które przyspieszają rozkład metanolu (Pt) i wody (Ru). W ogniwie tym, czysty metanol nie może być stosowany jako paliwo ze względu na to, że przechodzi on na drodze osmozy przez membranę w kierunku katody. Do zalet metanolowego ogniwa paliwowego należy: niska temperatura eksploatacji, bezpieczna praca, tanie paliwo i łatwe do transportu. Wadami ogniwa metanolowego są: niskie parametry prądowo-napięciowe w porównaniu do ogniwa wodorowego, wysoka toksyczność metanolu i jego zdolność do wywoływania korozji materiałów metalicznych, ponadto wydzielanie się tlenku węgla IV i wody utrudnia stosowanie tego typu ogniw w układach zamkniętych." ]

[]

[ "Ogniwo wodorowo-tlenowe jest ogniwem paliwowym, w którym elektrolitem jest stężony wodny roztwór wodorotlenku potasu. Roztwór elektrolitu znajduje się pod ciśnieniem w przedziale od 20 do 40 atmosfer, a temperatura elektrolitu wynosi 200 stopni Celcjusza. W ogniwie tym jako elektrody są używane porowate płyty niklu, które są wytwarzane poprzez prasowanie proszku niklu. W ogniwie wodorowo-tlenowym zachodzą następujące reakcje: Na katodzie zachodzi reakcja redukcji tlenu ( ( 1 ) ):", "Na anodzie reakcja utleniania wodoru ( ( 2 ) ):", "Sumaryczna reakcja ( ( 3 ) ) zachodząca w ogniwie wodorowo-tlenowym jest reakcją egzotermiczną i samorzutną.", "Zaletą ogniwa wodorowo-tlenowego jest duża gestość prądu wymiany reakcji z wodorem. Schemat ogniwa wodorowo-tlenowego jest przedstawiony na Rys. 1." ]

[]

[ "Akumulator ołowiowy zbudowany jest z dwóch elektrod: ołowiowej i elektrody ołowiowej pokrytej tlenkiem ołowiu \\( \\ce{PbO2} \\) Obie elektrody są zanurzone w roztworze kwasu siarkowego(VI) \\( \\ce{H2SO4} \\). Schemat akumulatora ołowiowego można przedstawić następująco \\( {{(-)}\\ce{Pb, PbSO_{4}}}{//}\\ce{{H_{2}SO_{4}}}{//}\\ce{{PbO_{2}}, Pb(+)} \\). Na elektrodzie ujemnej zachodzi reakcja utleniania ołowiu i tworzenie się siarczanu VI ołowiu \\( \\ce{PbSO4} \\) zgodnie z następującą reakcją:", "Na elektrodzie ołowiowej, która pokryta jest tlenkiem ołowiu(IV) – (elektroda dodatnia), zachodzi reakcja redukcji ołowiu i ołów z +4 stopnia utlenienia przechodzi na +2. Reakcja ta zachodzi z udziałem kwasu siarkowego, co prowadzi do tworzenia się nierozpuszczalnej soli siarczanu(VI) ołowiu(II):", "Reakcja zachodząca w akumulatorze ołowiowym jest sumą reakcji elektrodowych i reakcją odwracalną. Przebiega ona zgodnie z poniższym równaniem:", "Podczas rozładowania akumulatora (poboru prądu) reakcja ( 3 ) w akumulatorze biegnie w prawo, natomiast podczas ładowania, reakcja biegnie w lewo. Rys. 1 przedstawia schemat akumulatora ołowiowego." ]

[]

[ "Korozja elektrochemiczna jest to samorzutny, nieodwracalny proces niszczenia metalu lub stopu spowodowany jego oddziaływaniem ze środowiskiem. Degradacja metali i stopów zachodzi na skutek ich kontaktu z wilgotnym powietrzem, wodą np. wodą morska, wodami śródlądowymi, glebą. Korozja metali zachodzi również w wysokich temperaturach (np. w energetyce). Najbardziej popularnym typem korozji jest korozja elektrochemiczna, która jest spowodowana powstawaniem ogniw korozyjnych. Metale aktywne, mające ujemny potencjał standardowy (szereg napięciowy metali) ulegają samorzutnemu roztwarzaniu w środowisku zawierającym jony wodorowe i przechodzą do roztworu w postaci jonów zgodnie z równaniem reakcji:", "Jony metalu przechodząc do roztworu powodują powstanie ujemnego ładunku na powierzchni metalu. Metal, np. żelazo będąc w kontakcie z wilgocią lub wodą ulega roztwarzaniu, a jony żelaza przechodząc do roztworu wodnego reagują z obecnymi w nim jonami wodorotlenkowymi tworząc nierozpuszczalny osad wodorotlenku żelaza (II). Jony wodorowe obecne w roztworze zużywają elektrony obecne na powierzchni metalu, co prowadzi do wydzielania gazowego wodoru (reakcja ( 2 ) ).", "Gazowy wodór opuszcza powierzchnię metalu, co powoduje przesunięcie reakcji rozpuszczania metalu w prawo (reakcja ( 1 ) ). Dzięki temu korozja może biec aż do wyczerpania jednego z reagentów. Wydzielenie się wodoru jest związane z konsumpcją elektronów na powierzchni metalu, co powoduje jego polaryzację. Korozja przebiegająca z wydzielaniem gazowego wodoru jest nazywana korozją z depolaryzacją wodorową. Zużywanie elektronów na powierzchni metalu poprzez jony wodorowe powoduje jego dalsze roztwarzanie, czyli korozję. Depolaryzatorem jest również tlen rozpuszczony w wodzie. Cząsteczki tlenu znajdujące się w wodzie zużywają elektrony obecne na powierzchni metalu, co prowadzi do powstawania jonów wodorotlenowych (reakcja ( 3 ) ). Reakcja ta zachodzi w środowiskach obojętnych i zasadowych. Korozja zachodząca z udziałem tlenu, nazywana jest korozją z depolaryzacją tlenową.", "Depolaryzatorami mogą być nie tylko jony wodoru i cząsteczki tlenu, ale wszystkie układy oksydacyjno-redukcyjne o wyższym potencjale standardowym od potencjału standardowego korodującego metalu. W związku z tym depolaryzatorami bardzo często są jony metali szlachetnych. Charakterystyczną cechą procesów korozji zachodzącej z depolaryzacją tlenową jest zjawisko pasywacji metali. Pasywacja metali polega na pokrywaniu się powierzchni metalu warstwą tlenku, który utrudnia jego rozpuszczanie. Pewne metale wykazują bardzo duże powinowactwo do tlenu i bardzo łatwo ulegają pasywacji. Do takich metali należą: \\( \\ce{Al, Cr, Ni, Ti, Mo, Ta} \\). Metale te są stosowane jako dodatki stopowe, które podnoszą odporność na korozję stopów. Rys. 1 przedstawia krzywe polaryzacji dla metalu ulegającemu aktywnemu roztwarzaniu (aktywnej korozji, krzywa czerwona) i dla metalu ulegającego pasywacji (krzywa zielona). W przypadku metalu aktywnego ze wzrostem potencjału prąd anodowy wzrasta. W przypadku metalu ulegającego pasywacji, w obszarze anodowym ze wzrostem potencjału, metal ulega utlenianiu, co przejawia się wzrostem prądu i obecnością piku anodowego. Następnie jony metalu przechodzące do roztworu reagują z cząsteczkami wody, co prowadzi do tworzenia się tlenków na powierzchni metalu. Prąd anodowy gwałtownie spada i osiąga stabilną wartość, co na krzywej polaryzacyjnej widoczne jest jako plateau (zielona krzywa, Rys. 1 ). Prąd anodowy odpowiadający plateau jest nazywany prądem pasywacji.", "W obszarze między punktami A-B zachodzi anodowe roztwarzanie metalu (korozja), który pokrywa się warstwą tlenkową, co prowadzi do blokowania jego powierzchni. Na krzywej polaryzacyjnej przejawia się to spadkiem gęstości prądu i osiągnięciem stabilnej i niskiej wartości prądu w pewnym zakresie potencjałów, obszar między punktami C-D jest nazywany obszarem pasywnym. Przy odpowiednio wysokich wartościach potencjałów następuje przebicie warstwy pasywnej i rozpuszczanie metalu nazywane transpasywnym roztwarzaniem. Podatność metalu na korozję w pewnych warunkach można przewidzieć na podstawie wykresów Pourbaix. Rys. 2 przedstawia wykres Pourbaix dla żelaza. Obszary znajdujące się między liniami ciągłymi wskazują, że w tym zakresie potencjałów i pH dany jon czy związek jest trwały. Na podstawie tych wykresów można określić w jakim zakresie potencjałów i pH dany metal jest odporny na korozję.", "Z diagramu Pourbaix widać, że żelazo nie ulega korozji przy niskich wartościach potencjałów w szerokim obszarze pH, a także przy wysokich wartościach potencjałów, ale przy wartościach pH powyżej 7 (zielony obszar na Rys. 2 ). Diagramy Pourbaix są bardzo użyteczne ponieważ pozwalają przewidywać w jakich warunkach metale są odporne na korozję. Polaryzując żelazo do niskich wartości potencjałów, zapewniamy mu odporność na korozję zarówno w środowisku kwasowym jak i zasadowym. Jest to wykorzystywane w ochronie katodowej dużych konstrukcji stalowych np. rurociągów." ]

[]

[ "Chemia organiczna jest dziedziną chemii, która obejmuje badania naukowe dotyczące struktury, właściwości fizycznych i chemicznych oraz reakcji związków naturalnych i syntetycznych, w stanie gazowym, ciekłym lub stałym, a także w postaci czystej, roztworach i mieszaninach, których szkielet składa się z atomów węgla (C) kowalencyjnie połączonych ze sobą lub z atomami innych pierwiastków chemicznych, najczęściej atomów tlenu (O), azotu (N), siarki (S) lub fosforu (P) i halogenków (grupa XVII w Układzie Okresowym Pierwiastków). W nowoczesnej chemii organicznej zakres wiązanych pierwiastków chemicznych rozciąga się także na grupy I, II, XIII – XVI, w tym na metale alkaliczne (np. lit (Li), sód (Na) i potas (K)), metale ziem alkalicznych (np. magnez (Mg ), metaloidy (np. bor (B) i krzem (Si)) i inne metale (np. glin (Al) i cyna (Sn)) oraz metale przejściowe (np. cynk (Zn), miedź ( Cu), pallad (Pd), nikiel (Ni), kobalt (Co), tytan (Ti), chrom (Cr), itd.).", "Związkami zawierającymi węgiel nie sklasyfikowanymi jako organiczne są tlenek węgla(II) ( \\( \\text{CO} \\) ), tlenek węgla(IV) ( \\( \\text{CO}{_2} \\) ), węgliki, węglany i cyjanki.", "Wykorzystana literatura Części e-podręcznika dotycząca chemii organicznej została opracowana w oparciu o następujące pozycje:" ]

[]

[ "Nomenklatura IUPAC jest używana do tworzenia nazw związków organicznych.", "Każda część nazwy związku organicznego dostarcza użytecznych informacji na temat budowy związku.", "Przy tworzeniu nazw związków organicznych należy:" ]

[]

[ "Właściwości fizyczne związków organicznych można opisać w sposób ilościowy i jakościowy. Temperatury topnienia i wrzenia, które identyfikują związki organiczne i podają kluczowe informacje na temat ich czystości, oraz współczynnik załamania światła dostarczają ilościowej informacji na temat związku. Z drugiej strony, zapach, konsystencja, rozpuszczalność i kolor opisują związki organiczne w sposób jakościowy.", "Wiązania kowalencyjne występują zazwyczaj pomiędzy atomami węgla w związkach organicznych. Dla każdego z tych atomów węgla, 4 jest numerem walencyjnym. Dzięki temu, atomy węgla są zdolne do tworzenia (wiązań podwójnych i potrójnych), które zwiększają stopień nienasycenia związku organicznego. Ze względu na zdolność wiązania się atomów węgla przez trwałe wiązania chemiczne (katenacja), większość związków organicznych jest zbudowana z pierścieni lub łańcuchów węglowych o różnej długości i kształcie. Zdolność ta wynika z charakteru niepolarnego wiązania pomiędzy atomami węgla. Rozkład elektronów pomiędzy tymi dwoma pierwiastkami chemicznymi zależy od tych samych wartości ich elektroujemności (2,55) i nie powoduje powstawania elektrofilu.", "Większość związków organicznych topi się, sublimuje lub rozkłada się w temperaturze powyżej 300°C. Rozpuszczalność związków organicznych zależy od struktury węglowej, obecności różnych i typu rozpuszczalnika. Na przykład, obojętne związki organiczne są zazwyczaj mniej rozpuszczalne w środowisku wodnym aniżeli w rozpuszczalnikach organicznych. Wyjątkiem od tej reguły są związki wykazujące charakter jonowy (np. sole kwasów karboksylowych, czwartorzędowe sole amoniowe, aminokwasy i niektóre związki o małej masie cząsteczkowej (np. kwas octowy ( \\( \\ce{CH}{_3}{-}\\ce{COOH} \\)) lub formaldehyd ( \\( \\ce{H}{-}\\ce{COH} \\)). Inne związki organiczne rozpuszczają się w czystych rozpuszczalnikach organicznych (np. metanolu ( \\( \\ce{CH}_{3}\\ce{-OH} \\)), toluenie ( \\( \\ce{C}{_6}\\ce{H}{_5}{-}\\ce{OH} \\)), itp. lub w ich mieszaninach.", "Większość związków organicznych tworzy szereg homologiczny. Przykładowo, Węglowodory-Rys. 2 przedstawia szereg homologiczny najprostszych węglowodorów." ]

[ { "name": "Definicja 1: Elektrofil", "content": "... to grupa atomów lub cząsteczka charakteryzująca się niedomiarem elektronów, które mogą zostać przyjęte w odpowiednich warunkach." }, { "name": "Definicja 2: Szereg homologiczny", "content": "... jest to szereg związków chemicznych o tym samym wzorze sumarycznym, których struktura zmienia się o pojedynczy identyczny parametr, taki jak długość łańcucha węglowego ( \\( {-}\\ce{CH}_{2}{-} \\) )." } ]

[ "Izomery, które różnią się sposobem lub kolejnością wiązań chemicznych są nazywane izomerami strukturalnymi lub izomerami konstytucyjnymi. Na przykład metoksyetan ( \\( \\ce{CH}_{3}\\ce{-O-CH}_{2}\\ce{CH}_{3} \\)) jest izomerem strukturalnym propanolu ( \\( \\ce{CH}{_3}\\ce{CH}{_2}\\ce{CH}{_2}\\ce{OH} \\)). Ten typ izomerii obejmuje:", "Izomery, które różnią się układem atomów w przestrzeni nazywane są stereoizomerami. Ten typ izomerii obejmuje: izomerię geometryczną związków o podwójnym wiązaniu, izomerię geometryczną podstawionych związków pierścieniowych, izomerię konformacyjną związków pierścieniowych i izomerię optyczną. Izomeria geometryczna występuje, gdy dwa atomy węgla połączone wiązaniem podwójnym są podstawione dwoma różnymi atomami lub grupami atomów lub gdy dwa różne atomy lub grupy atomów są przyłączone do pierścienia związku. Atomy lub grupy atomów znajdują się w pozycji \\( {cis} \\), gdy leżą po tej samej stronie płaszczyzny odniesienia przechodzącej przez wiązanie podwójne lub płaszczyzny odniesienia pierścienia. Gdy atomy lub grupy atomów leżą po przeciwnych stronach wyżej wspomnianych płaszczyzn odniesienia przyjmują one pozycję \\( {trans} \\). Płaszczyzna odniesienia jest płaszczyzną przechodzącą przez atomy związane podwójnie, prostopadłą do płaszczyzny, w której leżą te atomy i atomy bezpośrednio przyłączone do nich ( Rys. 2A). W związkach cyklicznych płaszczyzna odniesienia jest płaszczyzną, w której leży szkielet pierścienia (lub jest położony w przybliżeniu) ( Rys. 2B).", "Większość związków organicznych jest chiralna.", "Chiralność w związkach organicznych objawia się faktem, że cząsteczka początkowa i jej odbicie lustrzane nie są identyczne. To znaczy, cząsteczka początkowa i jej odbicie lustrzane nie mogą zachodzić na siebie w wyniku translacji i rotacji w przestrzeni. Cząsteczki chiralne występują w postaci dwóch izomerów optycznych zwanych enancjomerami. Pary enancjomerów są często określane jako \"praworęczne\" (R–) i \"leworęczne\" (L–) ( Rys. 3 ). W celu określenia typu enancjomeru (L– lub R–), podstawniki przyłączone do asymetrycznego atomu węgla należy ustawić w kolejności malejącej liczby atomowej (np. w kwasie 2-chloropropanowym: \\( \\ce{-Cl} > \\ce{-COOH} > \\ce{-CH_3} > \\ce{-H} \\), gdzie znak \">\" oznacza \"ma pierwszeństwo przed\"). Następnie, cząsteczkę modelową należy obserwować od strony przeciwnej względem podstawnika wskazanego, jako ostatni (najlżejszy) (np. w kwasie 2-chloropropanowym: \\( \\ce{-H} \\)). Później, należy wyznaczyć kierunek idąc od pierwszego podstawnika (o najwyższej liczbie atomowej) do podstawnika ostatniego, najlżejszego. Kierunek wyznaczony zgodny z kierunkiem ruchu wskazówek zegara daje izomer R–, podczas gdy kierunek przeciwny do kierunku ruchu wskazówek zegara określa izomer L–. Gdy dwa różne podstawniki różnią się tylko masą atomową, cięższy podstawnik ma pierwszeństwo. Jeżeli centrum chiralne jest związane z dwoma, trzema lub czterema identycznymi atomami (to znaczy z atomem węgla np. w \\( \\ce{-COOH} \\) i \\( \\ce{-CH}{_3} \\) ) to należy porównać masy atomowe kolejnych atomów związanych z tym atomem węgla (np. O i H ⇒ O (w \\( \\ce{-COOH} \\) ) > H (w \\( \\ce{-CH}{_3} \\) ))." ]

[ { "name": "Definicja 1: Izomeria", "content": "... polega na zjawisku, że różne związki chemiczne mające ten sam wzór cząsteczkowy różnią się od siebie sposobem lub kolejnością wiązań chemicznych lub też rozmieszczeniem przestrzennym atomów." }, { "name": "Definicja 2: Chiralność", "content": "... jest spowodowana obecnością w strukturze cząsteczki przynajmniej jednego atomu węgla (chiralnego lub asymetrycznego), który ma wszystkie podstawniki różne." } ]

[ "Rzędowość atomu jest podawana tradycyjnie za pomocą cyfr rzymskich, tj. \\( \\text{1}{^o}\\text{−} \\) (atom pierwszorzędowy), \\( \\text{2}{^o}\\text{−} \\) (atom drugorzędowy), \\( \\text{3}{^o}\\text{−} \\) (atom trzeciorzędowy) i \\( \\text{4}{^o}\\text{−} \\) (atom czwartorzędowy) (zob. Rys. 1 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Rzędowość atomu", "content": " ... to liczba określająca ile atomów węgla o typu sp³ jest przyłączona do konkretnego atomu związku organicznego. " } ]

[ "Znajomość orbitali zhybrydyzowanych pozwala przewidzieć liczbę i kierunek zlokalizowanych wiązań chemicznych w teorii wiązań walencyjnych.", "Aby określić geometrię cząsteczki związku organicznego i właściwości wiązań atomowych występujących w tych związkach należy rozważyć zachowanie się elektronów walencyjnych, które są związane z atomem węgla i które uczestniczą w tworzeniu czterech wiązań chemicznych. W stanie podstawowym węgiel ma cztery elektrony walencyjne, które zajmują jeden orbital atomowy \\( \\text{2s} \\) i dwa orbitale atomowe \\( \\text{2p} \\) (zgodnie z i ) (zob. Rys. 1 ).", "W stanie wzbudzonym jeden z dwóch elektronów na orbitalu atomowym \\( \\text{2s} \\) zostaje przeniesiony na trzeci pusty orbital atomowy \\( \\text{2p} \\). W rezultacie, każdy z czterech elektronów walencyjnych węgla zajmuje pojedynczo cztery orbitale atomowe. W zależności od liczby wiązań utworzonych pomiędzy dwoma sąsiadującymi atomami węgla, orbital atomowy \\( \\text{2s} \\) miesza się liniowo z trzema (wiązanie pojedyncze \\( \\ce{C-C} \\)), dwoma (wiązanie podwójne \\( \\ce{C=C} \\)) lub jednym (wiązanie potrójne \\( \\ce{C\\bond{#}C} \\)) orbitalem atomowym \\( \\text{2p} \\) tego samego atomu węgla dając orbitale zhybrydyzowane w liczbie równej liczbie orbitali atomowych biorących udział w mieszaniu. Orbitale zhybrydyzowane są skierowane w pewne kierunki zadane (zob. ).", "W przypadku wiązania pojedynczego \\( \\ce{C-C} \\), orbital atomowy \\( \\text{2s} \\) z jednym elektronem niesparowanym każdego atomu węgla miesza się liniowo z trzema orbitalami atomowymi \\( \\text{2p} \\), z których każdy posiada po jednym elektronie niesparowanym, dając cztery orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp}{^3} \\) ( Rys. 2(A)). Te cztery orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp}{^3} \\), każdy zajęty przez jeden elektron niesparowany, są zwrócone w kierunku naroży tetraedru (kąt pomiędzy dwoma sąsiednimi orbitalami zhybrydyzowanymi typu \\( \\text{sp}{^3} \\) wynosi 109,5°). Następnie jeden z orbitali zhybrydyzowanych typu \\( \\text{sp}{^3} \\) jednego atomu węgla nakłada się czołowo (nakładanie \\( \\sigma \\)) z jednym orbitalem zhybrydyzowanym typu \\( \\text{sp}{^3} \\) drugiego atomu węgla. W wyniku tego nakładania powstaje jeden orbital molekularny wiążący ( \\( \\sigma \\)), o energii niższej niż energia wyjściowych orbitali zhybrydyzowanych typu \\( \\text{sp}{^3} \\), zajęty przez dwa sparowane elektrony (wiązanie pojedyncze \\( \\ce{C-C} \\)) i jeden orbital molekularny niewiążący ( \\( \\sigma \\)* ), o energii wyższej niż energia wyjściowych orbitali zhybrydyzowanych typu \\( \\text{sp}{^3} \\). Pozostałe trzy orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp}{^3} \\) nakładają się czołowo na orbitale atomowe lub orbitale zhybrydyzowane atomów sąsiednich. Bardzo dobrze znanym przykładem hybrydyzacji typu \\( \\text{sp}{^3} \\) jest etan (zob. Rys. 3 ).", "W przypadku wiązania podwójnego \\( \\ce{C=C} \\), orbital atomowy \\( \\text{2s} \\) atomu węgla, który jest zajęty przez elektron niesparowany miesza się liniowo z dwoma orbitami atomowymi \\( \\text{2p} \\) (każdy ma jeden elektron niesparowany) tego samego atomu węgla dając trzy orbitale zhybrydyzowane typu  \\( \\text{sp}{^2} \\) zwrócone w kierunkach naroży trójkąta równoramiennego (kąty pomiędzy orbitalami zhybrydyzowanymi typu \\( \\text{sp}{^2} \\) są równe 120°) ( Rys. 2(B)), podczas gdy trzeci orbital atomowy \\( \\text{2p} \\) tego atomu węgla pozostaje niezmieniony. Następnie, jeden orbital zhybrydyzowany typu \\( \\text{sp}{^2} \\), posiadający niesparowany elektron, jednego atomu węgla nakłada się czołowo (nakładanie \\( \\sigma \\)) z jednym orbitalem zhybrydyzowanym typu \\( \\text{sp}{^2} \\), posiadającym również jeden elektron niesparowany, drugiego atomu węgla dając jeden orbital molekularny wiążący (orbital molekularny \\( \\sigma \\)) z dwoma elektronami sparowanymi (wiązanie pojedyncze \\( \\ce{C-C} \\); wiązanie \\( \\sigma \\)) i jeden pusty orbital molekularny niewiążący ( \\( \\sigma \\)* ). Pozostałe dwa orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp}{^2} \\) nakładają się na orbitale atomowe lub orbitale zhybrydyzowane sąsiednich atomów, podczas gdy niezmienione orbitale atomowe \\( \\text{2p} \\), posiadające po jednym niesparowanym elektronie, obu atomów węgla nakładają się bocznie (nakładanie \\( \\pi \\)) tworząc jeden orbital molekularny wiążący (orbital molekularny \\( \\pi \\)) zawierający dwa sparowane elektrony (drugie wiązanie w wiązaniu podwójnym \\( \\ce{C=C} \\), wiązanie \\( \\pi \\)) i jeden pusty orbital molekularny niewiążący ( \\( \\pi \\)* ). Bardzo dobrze znanym przykładem takiej hybrydyzacji jest eten (zob. Rys. 4 ).", "W przypadku wiązania potrójnego \\( \\ce{C\\bond{#}C} \\), dla obu atomów węgla orbital atomowy \\( \\text{2s} \\) i jeden orbital atomowy \\( \\text{2p} \\), z których każdy zajęty jest przez niesparowany elektron, ulegają kombinacji liniowej dając po dwa orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp} \\), które leżą na linii prostej (kąt pomiędzy orbitalami zhybrydyzowanymi typu \\( \\text{sp} \\) jest równy 180°) ( Rys. 2(C)). Pozostałe dwa orbitale atomowe \\( \\text{2p} \\) obu atomów węgla pozostają niezmienione. Następnie, jeden orbital zhybrydyzowany typu \\( \\text{sp} \\) , zajęty przez niesparowany elektron, jednego atomu węgla nakłada się czołowo (wiązanie \\( \\sigma \\)) z jednym orbitalem zhybrydyzowanym typu \\( \\text{sp} \\), zawierającym także jeden elektron niesparowany, drugiego atomu węgla dając jeden orbital molekularny wiążący \\( \\sigma \\), zajęty przez dwa elektrony sparowane (jedno wiązanie w wiązaniu potrójnym) i jeden niezajęty orbital molekularny antywiążący ( \\( \\sigma \\)* ). Drugi orbital zhybrydyzowany typu \\( \\text{sp} \\)  obu atomów węgla nakłada się czołowo z orbitalami atomowymi lub zhybrydyzowanymi atomów sąsiednich. Natomiast, dwa niezmienione orbitale atomowe \\( \\text{2p} \\), każdy zajęty przez elektron niesparowany, jednego atomu węgla nakładają się bocznie na dwa niezmienione orbitale atomowe \\( \\text{2p} \\), każdy zajęty przez elektron niesparowany, drugiego atomu węgla. To znaczy, orbital atomowy \\( \\text{2p}{_x} \\) pierwszego atomu węgla nakłada się bocznie z orbitalem atomowym \\( \\text{2p}{_x} \\) drugiego atomu węgla, a orbital atomowy \\( \\text{2p}{_y} \\) pierwszego atomu węgla nakłada się bocznie z orbitalem atomowym \\( \\text{2p}{_y} \\) drugiego atomu węgla, w wyniku czego powstają dwa orbitale molekularne wiążące (drugie i trzecie wiązanie w wiązaniu potrójnym \\( \\ce{C\\bond{#}C} \\), dwa wiązania \\( \\pi \\)), z których każda jest zajęty przez dwa elektrony sparowane oraz dwa orbitale molekularne antywiążące ( \\( \\pi \\)* ). Bardzo dobrze znanym przykładem takiej hybrydyzacji jest etyn (zob. Rys. 5 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Hybrydyzacja", "content": "... jest teorią, która dla związków chemicznych wprowadza termin liniowo mieszanych orbitali atomowych (orbitali zhybrydyzowanych), które posiadają określone energie, kształty, itp. różne od tych dla orbital atomowych." } ]

[ "Istnieje wiele klas związków organicznych (zob. Rys. 1 ), które można podzielić na mniejsze podklasy w oparciu o ich skład i podobne właściwości. Wśród nich cztery główne kategorie, takie jak: , , i występują w organizmach żywych. Węglowodory znajdujące się w ropie naftowej powstały w wyniku rozkładu materii organicznej. , , i ich analogi cykliczne oraz są przykładami różnych typów węglowodorów. Węglowodory, w których jeden atom wodoru został zastąpiony grupą funkcyjną, np. grupą hydroksylową, aminową i karbonylową nazywane są ." ]

[]

[ "Łańcuchy węglowodorowe w węglowodorach są formowane za pomocą szeregu wiązań kowalencyjnych pomiędzy atomami węgla oraz węgla i wodoru. Łańcuchy te mogą zawierać różną liczbę wiązań pojedynczych, podwójnych i potrójnych (patrz Hybrydyzacja) (Rys. 1(A)); dla uproszczenia atomy H w łańcuchach węglowodorów zostały pominięte). Na tej podstawie można wyróżnić trzy ogólne klasy węglowodorów alifatycznych (z greckiego \"aleiphar\" oznacza \"tłuszcz\"; otrzymane w XIX w. w wyniku chemicznej degradacji tłuszczów lub olejów). Należą do nich, odpowiednio, alkany, alkeny i alkiny (nazywane też alkynami). Na Rys. 2 przedstawiono najprostsze ich przykłady. Łańcuchy węglowodorowe mogą być długie lub krótkie. Na przykład, etan ma tylko dwa atomy węgla w cząsteczce (Rys. 1(B)), natomiast dekan ma dziesięć atomów węgla. Łańcuchy zwierające większą liczbę atomów węgla mogą tworzyć struktury liniowe lub rozgałęzione, co przedstawiono na Rys. 1(D). Różnorodność struktur węglowodorowych wynika także z możliwości tworzenia pierścieni (węglowodory cykliczne). Pierścienie o różnych rozmiarach mogą zawierać gałęzie lub zawierać wiązania podwójne (Rys. 1(C)). Pierścienie zawierające naprzemiennie występujące wiązania pojedyncze i podwójne, zwane pierścieniami aromatycznymi, są wyjątkowo stabilne i przyjmują kształt płaski (Rys. 1(E)). Wchodzą one w skład arenów (otrzymane w XIX w. w wyniku chemicznej degradacji niektórych przyjemnie pachnących ekstraktów roślinnych). Rys. 2 przedstawia przykłady najprostszych węglowodorów (Właściwości związków organicznych-Szereg homologiczny) należących do wyżej wspomnianych klas związków.", "Powyższa klasyfikacja węglowodorów pozwala na powiązanie cech strukturalnych z właściwościami związków, jakkolwiek nie wymaga przypisania konkretnego węglowodoru do jednej rodziny związków. W rzeczywistości cząsteczki węglowodorów zawierają jednostki strukturalne charakterystyczne dla dwóch lub więcej rodzin węglowodorów. Na przykład, węglowodór zawierający zarówno podwójne wiązanie węgiel-węgiel, jak i pierścień benzenowy, wykazuje pewne właściwości charakterystyczne dla alkenów, a inne właściwości charakterystycznych dla arenów.", "Alkany są nazywane nasyconymi węglowodorami, podczas gdy alkeny, alkiny i węglowodory aromatyczne są uważane za nienasycone węglowodory." ]

[ { "name": "Definicja 1: Węglowodory", "content": "... to związki organiczne, które w swojej strukturze zawierają wyłącznie czterowartościowe atomy węgla wysycone wodorem." } ]

[ "Większość węglowodorów obecnych na Ziemi występuje w gazie ziemnym i ropie naftowej, gdzie rozkładające się substancje organiczne zapewniają obfitość węgla i wodoru, które w wyniku kondensacji mogą tworzyć pozornie nieograniczenie rozmaite łańcuchy węglowodorowe. Są one zatem podstawą paliw ropopochodnych (uwalniają dużą ilość energii podczas spalania) i smarów, gdzie występują w . Służą one także jako surowce do produkcji tworzyw sztucznych, włókien, rozpuszczalników, gum, materiałów wybuchowych i chemikaliów przemysłowych. Wiele węglowodorów jest obecnych w drzewach i roślinach, na przykład w postaci pigmentów zwanych karotenami, które np. występują w marchwi i zielonych częściach roślin. Wspomnieć należy, iż bakterie żyjące w glebie i bakterie obecne w jelitach termitów, czy przeżuwaczy produkują metan.", "Właściwości fizyczne i , na ogół, są podobne do właściwości lub zawierających taką samą liczbę atomów węgla w cząsteczce. Alkiny wykazują wyższe temperatury wrzenia aniżeli alkany lub alkeny, ponieważ pole elektryczne alkinu (ze zwiększoną liczbą słabo związanych elektronów \\( \\pi \\)) ulega łatwo zniekształceniu, co powoduje wytworzenie silnych sił przyciągania pomiędzy cząsteczkami.", "Węglowodory to gazy (np. metan i propan), ciecze (np. heksan i benzen), woski, niskowrzące substancje stałe (np. naftalen), ciała stałe (bitum) lub (np. polietylen i polistyren).", "Węglowodory są niepolarne i hydrofobowe. Węglowodory nienasycone i aromatyczne są słabo rozpuszczalne w wodzie (np. rozpuszczalność toluenu w wodzie wynosi ~ 500 mg/L), natomiast węglowodory nasycone są nierozpuszczalne w wodzie.", "Większość węglowodorów charakteryzuje się gęstością mniejszą niż gęstość wody (1,0 g/ml), a zatem pływają na wodzie.", "Większość węglowodorów spala się nad płomieniem.", "Alkeny są dużo bardziej reaktywne niż alkany. Charakterystyczną reakcją alkanów jest substutucja (zob. reakcja substytucja ). Natomiast alkeny i alkiny ulegają reakcji addycji (zob. reakcja addycji ) do wiązania podwójnego lub potrójnego. Natomiast, areny ulegają reakcjom substytucji elektrofilowej (zob. rysunek substutucji elektrofilowej )." ]

[]

[ "Strukturalnie węglowodory zostały podzielone na liniowe (atomy węgla tworzą strukturę liniową; np. heksan (zob. Rys. 1; dla uproszczenia pominięto atomy H w łańcuchach węglowodorów) i rozgałęzione (w przypadku węglowodorów o łańcuchu zawierającym liczbę atomów węgla C-n > 3; zwykle chiralny szkielet węglowy odgałęzia się w jednym lub więcej kierunkach; np 2-metylopentan, 3-metylopentan, 2,2-dimetylobutan i 2,3-dimetylobutan). Związki o tym samym wzorze sumarycznym, ale różnej budowie szkieletu znane są jako izomery szkieletowe (izomery szkieletowe heksanu przedstawia Rys. 1 )." ]

[]

[ "Alkany są niepolarne i przyciągają się do siebie bardzo słabymi siłami van der Waalsa. Są nierozpuszczalne w wodzie i rozpuszczalne w eterach, benzenie i innych rozpuszczalnikach organicznych. Mieszają się ze sobą bez ograniczeń. Ich temperatura wrzenia wzrasta wraz ze wzrostem długości łańcucha węglowego. Najwyższe temperatury topnienia i wrzenia mają alkany o łańcuchu liniowym. Temperatury wrzenia i temperatury topnienia maleją dla alkanów o łańcuchach rozgałęzionych. W temperaturze pokojowej, w fazie gazowej występują cztery pierwsze alkany (metan, etan, propan i butan). Alkany zawierające od 5 do 16 atomów węgla w strukturze są cieczami. Wyższe alkany są ciałami stałymi.", "Alkany są chemicznie pasywne. Nie odbarwiają wody bromowej (nasycony roztwór wodny bromu o stężeniu około 3,6 g/100 g) i nie ulegają utlenieniu pod wpływem roztworu manganianu(VII) potasu \\( (\\ce{KMnO}{_4} \\)). Niższe parafiny nie ulegają reakcji nitrowania, podczas gdy wyższe alkany podczas tej reakcji ulegają degradacji. Są łatwopalne. W obecności tlenu molekularnego \\( (\\ce{O}{_2} \\) ) alkany ulegają spaleniu wytwarzając parę wodną, tlenek węgla(IV) \\( (\\ce{CO}{_2} \\)) i ciepło \\( (\\text{Q} \\)). Tak więc, spalanie alkanów jest przykładem egzotermicznej reakcji chemicznej. W zależności od ilości dostępnego \\( \\ce{O}{_2} \\) alkany ulegają całkowitemu (reakcja ( 1 ) ), połowicznemu ( 2 ) lub niekompletnemu ( 3 ) spalaniu:", "Alkany reagują z halogenkami ( 4 ) (reakcja substytucji). Reakcja ta odbywa się przy udziale energii świetlnej ( \\( {h} \\) \\( \\nu \\) ). Jest to reakcja substytucji wolnorodnikowej:", "Alkany ulegają reakcjom odwodornienia ( 5 ), sulfonowania ( 6 ) i chlorosulfonowania ( 7 ):" ]

[ { "name": "Definicja 1: Alkany (parafiny)", "content": " ... to nasycone węglowodory; są najprostszym rodzajem węglowodorów. Ich szkielet składa się wyłącznie z atomów węgla połączonych ze sobą i wysyconych atomami wodoru. Ogólny wzór niecyklicznych alkanów można przedstawić za pomocą wzoru \\( \\ce{C}{_n}\\ce{H}{_2}{_n}{_+}{_2} \\). " } ]

[ "Rotacja względem wiązania podwójnego jest niekorzystna. Dlatego też alkeny tworzą raczej stabilne stereoizomery (zob. ). Alkeny niecykliczne z jednym wiązaniem podwójnym można opisać wzorem \\( \\ce{C}{_n}\\ce{H}{_2}{_n} \\).", "Temperatura wrzenia każdego alkenu jest niższa, ale zbliżona do temperatury wrzenia alkanu o tej samej liczbie atomów węgla w cząsteczce. Temperatury topnienia alkenów zależą od upakowania cząsteczek. Alkeny o regularnym upakowaniu mają wyższe temperatury topnienia niż cząsteczki o tym samym wzorze strukturalnym, ale słabszej sile dyspersji. Nie przewodzą energii elektrycznej i są lżejsze od wody. Są niepolarne i nierozpuszczalne w wodzie. Jednakże są generalnie rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych (niepolarnych). Eten, propen i buten występują w postaci bezbarwnych gazów. Alkeny o liczbie atomów węgla w cząsteczce od 5 do 18 są cieczami, a wyższe alkeny są ciałami stałymi.", "Alkeny, ze względu na niestabilność wiązania podwójnego, są bardziej reaktywne niż odpowiadające im alkany. Ulegają reakcjom spalania całkowitego (reakcja ( 1 ) ), utleniania ( 2 ), polimeryzacji ( 3 ), uwodornienia ( 4 ) i addycji ( 5 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Alkeny", "content": " ... to nienasycone węglowodory; posiadają co najmniej jedno pomiędzy atomami węgla w cząsteczce. " } ]

[ "Te niecykliczne związki z jednym wiązaniem potrójnym mają ogólny wzór \\( \\ce{C}{_n}\\ce{H}{_{2n-2}} \\).", "Alkiny są niepolarne, słabo rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych i nierozpuszczalne w wodzie. Jednak dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych. Mają nieco wyższe temperatury wrzenia w porównaniu do odpowiadających im alkanów i alkenów.", "Alkiny są bardziej reaktywne niż odpowiadające im alkeny. Uczestniczą w reakcjach: całkowitego spalania (reakcja ( 1 ) ), uwodnienia ( 2 ), utleniania ( 3 ), uwodornienia ( 4 ) i addycji ( 5 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Alkiny (alkyny)", "content": " ... to nienasycone węglowodory; mają co najmniej jedno między atomami węgla w cząsteczce, co przyczynia się do znacznej siły wiązania, liniowości i kwasowości tych związków." } ]

[ "Ogólny wzór sumaryczny nasyconych węglowodorów zawierających jeden pierścień w strukturze związku to \\( \\ce{C}{_n}\\ce{H}{_2}{_n} \\). Nie wszystkie atomy pierścienia węglowodoru cyklicznego leżą w płaszczyźnie. Cyklopentan i wszystkie wyższe węglowodory cykliczne występują jako związki z \"pierścieniami pofałdowanymi\", które charakteryzują się elastycznością i wykazują tendencję do wyginania. Tendencja ta wynika z typu \\( \\text{sp}{^3} \\) atomów węgla, która wymusza przyjęcia kształtu tetraedrycznego; tj. kiedy orbitale zhybrydyzowane typu \\( \\text{sp}{^3} \\) sąsiednich atomów węgla zachodzą na siebie czołowo tworząc pierścień to utworzony pierścień wygina się w górę i w dół. Idealnym przykładem węglowodoru cyklicznego z pofałdowanym pierścieniem jest cykloheksan (zob. Rys. 1; dla uproszczenia atomy H w pierścieniu cykloheksanu zostały pominięte).", "Węglowodory cykliczne są niepolarne i mają właściwości fizyczne podobne do węglowodorów liniowych zawierających taką samą liczbą atomów węgla w cząsteczce. Są to związki nierozpuszczalne w wodzie, za wyjątkiem cyklopropanu. Ich temperatury topnienia i wrzenia są trochę wyższe niż temperatury dla ich odpowiedników o strukturze liniowej.", "Cykloalkany wykazują reaktywność podobną do reaktywności alkanów liniowych, za wyjątkiem cyklopropanu i cyklobutanu. Cyklopropan i cyklobutan są znacznie bardziej reaktywne niż inni członkowie tej klasy związków ze względu na występowanie dużych naprężeń w pierścieniu, co wynika z faktu, iż kąty między wiązaniami w tych pierścieniach (odpowiednio, 60° i 90°) są mniejsze w porównaniu z kątem wynikającym z hybrydyzacji typu \\( \\ce{sp}{^3} \\) atomów węgla (109,5°). W tej sytuacji, siły odpychania pomiędzy wiążącymi parami elektronowymi łączącymi atomy węgla są duże, co czyni wiązania łatwiejszymi do zerwania." ]

[ { "name": "Definicja 1: Węglowodory pierścieniowe", "content": "... (cykliczne) składają się z jednego lub więcej pierścieni węglowych, do których są przyłączone atomy wodoru." } ]

[ "W pierścieniu aromatycznym atomy węgla (lub inne atomy) łączą się ze sobą za pomocą występujących naprzemiennie. Ten sposób wiązania prowadzi do powstania tak zwanej chmury elektronowej (system elektronów \\( \\pi \\) w liczbie 4n+2 (gdzie n oznacza liczbę atomów w pierścieniu)) zlokalizowanej powyżej i poniżej płaszczyzny pierścienia aromatycznego. To sprawia, że areny są wyjątkowo stabilne. Są one często opisywane z pomocą struktur rezonansowych Kekulégo (z pojedynczymi i podwójnymi wiązaniami) lub za pomocą chmury elektronowej zdelokalizowanej nad wszystkimi atomami węgla w pierścieniu płaskim. Najprostszym arenem jest benzen ( Rys. 1 ), który w pierścieniu zawiera sześć atomów węgla.", "Związki aromatyczne są zwykle niepolarne i nierozpuszczalne w wodzie. Są mniej reaktywne niż alkeny. Ta niska reaktywność sprawia, że są użyteczne jako rozpuszczalniki dla związków niepolarnych.", "Areny ulegają reakcjom substytucji elektrofilowej ( Rys. 2 ), w których pierścień aromatyczny pełni rolę nukleofila (grupa atomów lub cząsteczka będąca donorem elektronów). W reakcjach tych, bogaty w elektrony pierścień aromatyczny tworzy wiązanie z elektrofilem ( \\( \\ce{E}{^+} \\) ), który zastępuje atom wodoru w pierwotnej strukturze pierścienia aromatycznego. W reakcjach tych zostaje zachowany układ \\( \\pi \\)-elektronów, a tym samym aromatyczny charakter pierścienia benzenowego. Dlatego produkty elektrofilowej reakcji substytucji charakteryzują się wysoką stabilnością. Przykładami reakcji substytucji elektrofilowej są: fluorowcowanie, nitrowanie, sulfonowanie, etylowanie i reakcje Friedela-Craftsa.", "Podstawniki już przyłączone do pierścienia benzenowego (np. grupa –OH w fenolu ( \\( \\ce{C}{_6}\\ce{H}{_5}{–}\\ce{OH} \\))) wpływają na regioselektywność i szybkość reakcji substytucji elektrofilowej. Z tego względu, podstawniki pierścienia aromatycznego zostały podzielone na te, które kierują inne podstawniki w pozycje \\( {orto}{–} \\) / \\( {para}{–} \\) pierścienia aromatycznego i te kierujące w pozycję \\( {meta}{–} \\) ( Rys. 3 ), jak również na te, które aktywują (stabilizują kationy pośrednie przez oddawanie elektronów, poprzez efekt indukcyjny lub rezonansowy, do układu \\( \\pi \\)-elektronowego pierścienia) lub dezaktywują pierścień aromatyczny przez co, odpowiednio, zwiększają lub zmniejszają szybkość reakcji.", "Grupy posiadające wolne pary elektronów (np. grupa \\( {–}\\ce{NH}{_2} \\) w anilinie lub grupa \\( {–}\\ce{OH} \\) w fenolu) są silnie aktywującymi podstawnikami kierującymi inne podstawniki w pozycje  \\( {orto}{–} \\) / \\( {para}{–} \\) pierścienia aromatycznego. Podstawniki alkilowe i arylowe (np. grupa \\( {–}\\ce{OCH}{_3} \\) w metoksybenzenie) aktywują słabo pierścień aromatyczny i niezbyt silnie dyskryminują wprowadzenie kolejnego podstawnika w pozycję \\( {meta}{–} \\) pierścienia aromatycznego. Halogenki są także grupami kierującymi kolejny podstawnik w pozycje \\( {orto}{–} \\) / \\( {para}{–} \\) pierścienia aromatycznego. Jednakże, ponieważ są bardziej elektroujemne niż atom węgla to wyciągają elektrony z układu \\( \\pi \\)-elektronowego pierścienia. Z tego względu należą one do podstawników dezaktywujących. Grupy nie będące halogenkami, a mające atomy bardziej elektroujemne niż atom węgla (np. \\( {–}\\ce{COOH} \\), \\( {–}\\ce{COH} \\), \\( {–}\\ce{COR} \\), \\( {–}\\ce{SO}{_3}\\ce{H} \\), \\( {–}\\ce{CN} \\) lub \\( {–}\\ce{NO}{_2} \\) ) są podstawnikami dezaktywującymi kierującymi kolejne podstawniki w pozycję \\( {meta}{–} \\) pierścienia aromatycznego." ]

[ { "name": "Definicja 1: Areny", "content": " ... nazywne też arylami lub węglowodorami aromatycznymi są to związki, które zawierają co najmniej jeden pierścień aromatyczny w strukturze. " } ]

[ "Wiele właściwości fizykochemicznych halogenków węglowodorów jest dość zbliżona do tych, które charakteryzują proste . Są trwałymi dipolami. Są to związki niepolarne, nierozpuszczalne w wodzie i zdolne do rozpuszczania innych halogenków węglowodorów oraz prostych węglowodorów. W miarę wzrostu liczby atomów węgla w cząsteczce ich temperatura wrzenia wzrasta.", "Charakteryzują się wyższymi temperaturami wrzenia niż odpowiadające im . Mono podstawione halogenki węglowodorów mogą być gazami, podczas gdy dwu-, trzy- i cztery- podstawione halogenowe pochodne metanu są cieczami w temperaturze pokojowej.", "Wielokrotnie podstawione halogenki węglowodorów ulegają reakcjom utleniania w obecności tlenu molekularnego i ciepła (reakcja ( 1 ) ) oraz biorą udział w reakcjach utleniania metabolitów ( 2 ) katalizowanych przez ludzkie cytochromy.", "„Aktywowane” halogenki węglowodorów ulegają reakcji nukleofilowego przemieszczenia w obecności nukleofili oraz reakcji eliminacji w obecności zasad.", "Chlorowe pochodne węglowodorów, związane z pewnymi problemami środowiskowymi i zdrowotnymi, mają szeroki zakres zastosowań, jako: środki owadobójcze (np. dichlorodifenylotrichloroetan (DDT), dichlorodifenylodichloroetan (DDD), heksachlorocyklopentadien (chlordan), heksachlorocyklopentadien (aldryna)), herbicydy (np. kwas 2,4-dichlorofenoksyoctowy (2,4-D) i kwas 2,4,5-trichlorofenoksyoctowy (2,4,5-T)) oraz płyny dielektryczne w transformatorach elektrycznych (np. polichlorowane bifenyle (PCB)). Chlorofluorowęglowodory (freony) są szeroko stosowane w chłodnictwie i klimatyzacji." ]

[ { "name": "Definicja 1: Halogenki węglowodorów", "content": " ... to węglowodory zawierające jeden lub więcej atomów fluorowca (Cl, F, Br lub I) w cząsteczce. " } ]

[ "Związki powstałe w wyniku podstawienia protonu fluorowcem ( \\( {-}\\ce{X} \\) ) nazywane są halogenkami węglowodorów ( Rys. 1 ). Pochodne powstałe przez wprowadzenie grupy hydroksylowej \\( ({-}\\ce{OH}) \\) lub aminowej \\( ({–}\\ce{NH}{_2}) \\) w miejsce protonu są nazywane, odpowiednio, alkoholami lub fenolami i aminami. Pochodne węglowodorów pochodzące od podstawienia protonu grupą kwasową \\( ({–}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{OH}) \\) są nazywane kwasami karboksylowymi. Estry, halogenki kwasowe, amidy, czy aldehydy są związkami pochodzącymi od kwasów karboksylowych, w których  grupa hydroksylowa została podstawiona odpowiednimi grupami atomów, takimi jak: \\( {-}\\ce{OR} \\) (gdzie: R− oznacza grupę alkilową lub arylową), \\( {-}\\ce{X} \\), \\( {-}\\ce{NR}{_2} \\), czy \\( {-}\\ce{H} \\) ( Rys. 2 ).", "Jedną z głównych przyczyn klasyfikacji związków chemicznych za pomocą ich grup funkcyjnych jest to, iż podział ten odzwierciedla zachowanie chemiczne tych związków. Należy przez to rozumieć, że reakcje związków chemicznych i w pewnym stopniu ich właściwości fizyczne zależą od natury grup funkcyjnych. Jest to związane z faktem, iż wiele reakcji organicznych obejmuje przekształcenie grupy funkcyjnej związku chemicznego, w czasie których pozostaje niezmieniona reszta cząsteczki. Na przykład, alkohole można przekształcić w halogenki organiczne, etery, czy aminy bez zmiany struktury łańcucha węglowodorowego. Ponadto, można oczekiwać, że dowolny związek chemiczny posiadający określoną grupę funkcyjną będzie ulegał reakcjom charakterystycznym dla tej grupy funkcyjnej.", "W organizmach żywych i materii organicznej powszechnie występują także związki siarkoorganiczne i fosforoorganiczne, które zawierają w swojej strukturze wiązania, odpowiednio, węgiel-siarka i węgiel-fosfor. Na przykład, tiole są odpowiednikami alkoholi w strukturze, których atom tlenu grupy hydroksylowej został zastąpiony atomem siarki \\( ({−}\\text{SH}) \\). Podobnie tioestry i tioetery są analogami, odpowiednio, estrów i eterów ( Rys. 3 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Pochodne węglowodorów", "content": "... są to węglowodory w strukturze, których jeden lub więcej protonów zostało podstawionych przez inny atom(y) lub grupę(y) atomów (grupa(y) funkcyjna), która nadaje związkowi chemicznemu charakterystyczne właściwości oraz określa przynależność do danej klasy związków chemicznych. " } ]

[ "Na podstawie liczby grup przyłączonych do azotu można wyodrębnić aminy pierwszorzędowe ( \\( 1^{\\circ} \\)−), drugorzędowe ( \\( 2^{\\circ} \\)−) i trzeciorzędowe ( \\( 3^{\\circ} \\)−). W \\( 1^{\\circ} \\)–aminach tylko jedna grupa alkilowa jest związana z atomem azotu. Tak więc, wzór amin pierwszorzędowych ma postać \\( \\ce{R}{-}\\ce{NH}{_2} \\). W \\( 2^{\\circ} \\)– i \\( 3^{\\circ} \\)–aminach, odpowiednio, dwie lub trzy grupy alkilowe podstawiają atomy wodoru w amoniaku. Oznacza to, że wzory amin drugo– i trzeciorzędowych są następujące: \\( \\ce{R}{_2}{-}\\ce{NH} \\) i \\( \\ce{R}{_3}{-}\\ce{N} \\). Azot związany z czterema grupami alkilowymi nazywa się \\( 4^{\\circ} \\)–kationem amoniowym (np. bromek tetrametyloamoniowy \\( (\\ce{(CH}{_3}\\ce{)}{_4}\\ce{N}{^+}\\ce{Br}{^-}) \\).", "Dzięki obecności wiązań wodorowych, sił van der Waalsa i oddziaływań dipol-dipol temperatury wrzenia amin pierwszorzędowych są wyższe niż cząsteczek innych związków zawierających taką samą liczbę elektronów. Temperatury wrzenia amin drugorzędowych są nieco niższe (ze względu na słabsze oddziaływania dipol-dipol) niż temperatury wrzenia odpowiadających  im amin pierwszorzędowych, mających taką samą liczbę elektronów w cząsteczce. W przypadku amin trzeciorzędowych nie ma atomów wodoru przyłączonych bezpośrednio do atomu azotu. Dlatego aminy trzeciorzędowe nie tworzą wiązań wodorowych, a ich temperatury wrzenia są znacznie niższe niż te obserwowane dla amin drugorzędowych.", "Proste aminy są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie i wykazują zapach podobny do zapachu amoniaku. Wraz ze wzrostem długości łańcuchów węglowodorowych amin ich rozpuszczalność maleje, a zapach przypomina zapach ryby. Aminy alifatyczne są rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych.", "Aminy reagują jako zasady w obecności rozcieńczonych kwasów, wody i jonów miedzi(II) (reakcja ( 1 ) ) oraz jako nukleofile w reakcjach z różnorodnymi elektrofilami (np. , , sulfonianem alkilu \\( (\\ce{R}{-}\\ce{SO}{_2}\\ce{OH}) \\) ( 2 ). Ponadto, ulegają one głównie reakcjom alkilowania ( 3 ) oraz jeśli są one aminami \\( 1^{\\circ} \\)−  ( Rys. 1 ) lub \\( 3^{\\circ} \\)− ( Rys. 2 ) reagują z chlorkiem benzenosulfonylu \\( (\\ce{C}{_6}\\ce{H}{_5}\\ce{SO}{_2}\\ce{Cl}) \\). Reakcja ta prowadzi do otrzymania rozpuszczalnej w wodzie soli kwasu sulfonamidowego (próba Hinsberga)." ]

[ { "name": "Definicja 1: Aminy", "content": " ... to pochodne amoniaku \\( (\\ce{NH}{_3}) \\), w strukturze którego jeden lub więcej atomów wodoru zastąpiono grupą alkilową lub arylową \\( (\\ce{R}{-}) \\). " } ]

[ "Biorąc pod uwagę rzędowość atomu węgla, do którego jest przyłączona grupa hydroksylowa można wyróżnić alkohole pierwszorzędowe ( \\( 1^{\\circ} \\)–), drugorzędowe ( \\( 2^{\\circ} \\)–) i trzeciorzędowe ( \\( 3^{\\circ} \\)–). W alkoholach \\( 1^{\\circ} \\)– grupa hydroksylowa jest przyłączona do atomu węgla, który tworzy wiązanie chemiczne tylko z jednym atomem węgla. W alkoholach \\( 2^{\\circ} \\)– i \\( 3^{\\circ} \\)– grupa hydroksylowa jest przyłączona do atomu węgla, który tworzy wiązania chemiczne z, odpowiednio, dwoma lub trzema sąsiadującymi atomami węgla.", "Ponieważ grupa hydroksylowa alkoholi sprzyja powstawaniu wiązań wodorowych pomiędzy atomem tlenu jednej cząsteczki alkoholu, a atomem wodoru grupy hydroksylowej innej cząsteczki alkoholu, temperatury wrzenia tych związków są względnie wysokie. Wraz z wydłużeniem łańcucha węglowego alkoholu temperatura wrzenia i rozpuszczalność w niepolarnych rozpuszczalnikach wzrasta. Jednakże maleje rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych dla alkoholi o dłuższych łańcuchach. Również lotność alkoholi maleje gwałtownie wraz ze wzrostem ich masy cząsteczkowej.", "Alkohole ulegają reakcjom odwodornienia (reakcja ( 1 ) ), estryfikacji ( 2 ), a jeśli są to alkohole \\( 1^{\\circ} \\)– lub \\( 2^{\\circ} \\)– również reakcjom utleniania. Produktami utleniania przy pomocy zakwaszonego roztworu dichromianu(VI) sodu \\( (\\ce{Na}{_2}\\ce{Cr}{_2}\\ce{O}{_7}) \\) lub potasu \\( (\\ce{K}{_2}\\text{Cr}{_2}\\text{O}{_7}) \\) są , i . Alkohole pierwszorzędowe, w zależności od warunków reakcji, utleniają się do aldehydów ( 3 ) lub poprzez aldehydy do kwasów karboksylowych ( 4 ). Alkohole drugorzędowe są utleniane do ketonów ( 5 ). Ponadto, alkohole mogą zostać przekształcane w alkoholany ( Rys. 1 i sole ( 6 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Alkohole", "content": " ... to związki, w których jeden lub więcej atomów wodoru zastąpiono grupą hydroksylową \\( ({-}\\text{OH}) \\). Tak więc, ogólny wzór alkoholi ma postać \\( \\ce{R}{-}\\ce{OH} \\)." } ]

[ "Dwa atomy węgla \\( (\\alpha \\)–węgle) przyłączone do bardziej elektroujemnego atomu tlenu są bardziej kwasowe, niż atomy węgla w węglowodorach i mniej kwasowe niż atomy wodoru znajdujące się w pozycjach \\( \\alpha \\) względem grupy karbonylowej w ketonach lub aldehydach.", "Dzięki wygiętej strukturze wiązania \\( \\ce{C}{-}\\ce{O}{-}\\ce{C} \\) (kąt \\( 104^{\\circ} \\)) etery wykazują słaby moment dipolowy. Jednakże ta słaba polarność nie wpływa znacząco na temperatury wrzenia eterów, które są podobne do temperatur wrzenia o podobnej masie cząsteczkowej i znacznie niższe od temperatur wrzenia izomerycznych (np. \\( 98^{\\circ} C \\) dla n-heptanu, \\( 100^{\\circ} C \\) dla eteru metylopentylowego i \\( 157^{\\circ} C \\) dla heksanolu). Są rozpuszczalne w wodzie, a ich rozpuszczalność jest podobna do rozpuszczalności odpowiadających im alkoholi. Eter dimetylu \\( (\\ce{CH}{_3}{-}\\ce{O}{-}\\ce{CH}{_3}) \\) i eter metylowo-etylowy \\( (\\ce{CH}{_3}{-}\\ce{O}{-}\\ce{CH}{_2}\\ce{CH}{_3}) \\) są gazami. Wyższe etery są cieczami. Są powszechnie stosowane w farbach, perfumach, olejach lub woskach. Niektóre z nich mają właściwości narkotyczne, znieczulające i przeciwbólowe. Dioksyny natomiast są toksyczne.", "Etery są względnie niereaktywne. Wiązanie eterowe jest odporne na działanie zasad, jak również na działanie czynników utleniających i redukujących. Wiązanie \\( \\ce{C}{-}\\text{O} \\) może zostać rozszczepione pod działaniem mocnych kwasów (reakcja ( 1 ) ).", "Ciekawym przykładem eterów są epoksydy.", "Najważniejszym epoksydem jest tlenek etylenu, który jest otrzymywany na skalę przemysłową w wyniku katalitycznego utleniania etylenu tlenem molekularnym w powietrzu. Wiązanie \\( \\ce{C}{-}\\ce{O} \\) w epoksydach ulega pod wpływem zasad i kwasów katalitycznemu rozpadowi łatwiej niż wiązanie \\( \\ce{C}{-}\\ce{O} \\) obecne w strukturze większych eterów cyklicznych (patrz Rys. 2 reakcja (2)). Jest to związane z obecnością naprężeń w trójczłonowym pierścieniu. Reakcjami charakterystycznymi dla epoksydów są te, których produktem są związki zawierające dwie grupy funkcyjne. W reakcji epoksydów z wodą tworzą się diole ( Rys. 2 reakcja (3)), podczas gdy produktem reakcji z alkoholami są związki, które są zarówno eterami, jak i alkoholami ( Rys. 2 reakcja (4)). Epoksydy reagują także ze związkami Grignarda ( Rys. 2 reakcja (5) ).", "Innym ciekawym przykładem eterów są etery koronowe.", "W niektórych eterach koronowych atomy tlenu można zastąpić atomami azotu w celu utworzenia kryptandów. Nazwy eterów koronowych są tworzone przez podanie zarówno całkowitej liczby atomów w pierścieniu, jak i liczby atomów tlenu (lub azotu). Na przykład, eter 12-korona-4 ma postać 12-członowego pierścienia zawierającego 4 atomy tlenu. Najbardziej znanych przedstawicieli eterów koronowych przedstawiono na Rys. 3. Posiadają one centralnie umieszczoną, wystarczająco dużą wnękę, aby przyjąć kation metalu (np. \\( \\ce{K}{^+} \\)), który jest stabilizowany przez oddziaływanie z wolnymi parami elektronów zlokalizowanymi na atomach tlenu eteru koronowego (solwatacja).", "Etery koronowe rozpuszczają substancje jonowe w rozpuszczalnikach organicznych i są zdolne do solwatowania konkretnych kationów o różnej wielkości." ]

[ { "name": "Definicja 1: Etery", "content": " ... w swojej strukturze zawierają atom tlenu połączony z dwoma grupami węglowodorowymi \\( (\\ce{R}{-} \\) i \\( \\ce{R^{\\prime}}{-}) \\). Ogólny wzór eterów ma zatem postać: \\( \\ce{R}{-}\\ce{O}{-}\\ce{R^{\\prime}} \\)." }, { "name": "Definicja 2: Epoksydy", "content": "... są klasą związków organicznych, które zawierają w swojej strukturze pierścień oksiranu (tlenek etylenu (patrz Rys. 1 ), dzięki czemu wykazują wyjątkowe właściwości. " }, { "name": "Definicja 3: Etery koronowe", "content": " ... to etery cykliczne, które zawierają kilka (np. 4, 5 lub więcej) atomów tlenu w pierścieniu, oddzielonych od siebie dwoma atomami węgla \\( ({-}\\ce{O}{-}\\ce{C}{-}\\ce{C}{-}\\ce{O}{-}) \\). Ogólny wzór eterów koronowych ma postać \\( \\ce{(OCH}{_2}\\ce{CH}{_2}\\ce{)}{_n} \\)." } ]

[ "Ogólny wzór związków karbonylowych przyjmuje postać: \\( \\text{R}{-}\\text{C(}{=}\\text{O)}{-}\\ce{A} \\), gdzie: −A oznacza np. grupę \\( {-}\\ce{NH}{_2} \\), \\( {-}\\ce{OH} \\), \\( {-}\\ce{Cl} \\), \\( {-}\\ce{H} \\) lub \\( {-}\\ce{OR} \\).", "Ta grupa funkcyjna, obecna w wielu związkach aromatycznych, nadaje związkom zapach i smak. Jest grupą funkcyjną aldehydów, ketonów, kwasów karboksylowych, amidów, estrów i halogenków kwasowych." ]

[ { "name": "Definicja 1: Związki karbonylowe", "content": "... są związkami organicznymi, które w swojej strukturze zawierają grupę funkcyjną złożoną z atomu węgla związanego wiązaniem podwójnym z atomem tlenu \\( (\\ce{C}{=}\\ce{O}) \\). " } ]

[ "W temperaturze pokojowej aldehydy (za wyjątkiem metanalu i etanalu) i ketony są cieczami. Ich temperatury wrzenia są wyższe niż temperatury wrzenia węglowodorów o podobnej wielkości i wzrastają wraz ze wzrostem liczby atomów węgla w łańcuchu. Zarówno aldehydy, jak i ketony są cząsteczkami wysoko polarnymi. Nie tworzą wiązań wodorowych ze sobą, ponieważ nie mają atomów wodoru przyłączonych bezpośrednio do atomu tlenu grupy karbonylowej. Proste aldehydy i ketony są rozpuszczalne w wodzie. Rozpuszczalność większych aldehydów i ketonów spada wraz z długością łańcucha węglowego.", "Grupa karbonylowa aldehydów zazwyczaj jest bardziej reaktywna niż grupa karbonylowa ketonów. Ketony ulegają reakcjom odwodnienia ( 1 ), utleniania ( 2 ) i redukcji w określonych warunkach reakcji, które dają pożądane produkty. To znaczy, redukcja Clemmensena ( 3 ) lub redukcja przy wykorzystaniu anionu wodorku daje produkt w postaci anionu alkoholanowego, który po protonowaniu przekształca się w odpowiedni alkohol. Aldehydy są redukowane do alkoholi pierwszorzędowych ( 4 ), podczas gdy ketony do alkoholi drugorzędowych ( 5 ). Inne główne reakcje obejmujące aldehydy i ketony to reakcje: z 2,4-dwunitrofenylo -hydrazyną (zob. Rys. 1 ), z aminami pierwszo– i drugorzędowymi, których produktami reakcji są, odpowiednio, iminy ( 6 ) i enaminy ( 7 ), z hydrazyną tworząc hydrazony, które w reakcji z zasadą i pod wpływem ciepła są przekształcane w alkany (redukcja Wolffa-Kishnera) ( 8 ), z alkoholami otrzymując hemiacetale ( 9 ) i acetale ( 10 ) oraz z wodorowęglanem ( 11 ), wodorosiarczynem(IV) sodu ( 12 ), wodą ( 13 ) i reagentami metaloorganicznymi, które pozwalają na tworzenie wiązań C–C ( 14 ).", "Reakcja z odczynnikiem Tollensa umożliwia stwierdzenie obecności aldehydu ( 15 ). Wynik dodatni pojawia się w postaci charakterystycznego \"lustra srebrnego\", które osadza się na wewnętrznej powierzchni naczynia reakcyjnego." ]

[ { "name": "Definicja 1: Aldehydy", "content": "\n... są związkami karbonylowymi, w cząsteczkach których węgiel karbonylowy jest związany z dwoma atomami wodoru \\( (\\ce{HC(=O)H}) \\) lub atomem wodoru i atomem węgla podstawnika węglowodorowego \\( \\ce{R-(RC(=O)H)} \\) (zob. Pochodne węglowodorów-Rys. 2 )." }, { "name": "Definicja 2: W ketonach", "content": "... dwa podstawniki węglowodorowe są przyłączone do atomu węgla grupy karbonylowej \\( (\\ce{RC(}{=}\\ce{O)R}) \\) (zob. Pochodne węglowodorów-Rys. 2 ). " } ]

[ "Ze względu na hybrydyzację typu \\( \\ce{sp}{^2} \\) atomów węgla i tlenu w grupie karbonylowej oraz sprzężeniu jednej wolnej pary elektronowej na atomie tlenu grupy hydroksylowej z układem  \\( \\pi \\)-elektronów grupy karbonylowej o kształcie trygonalnym, grupa ta jest płaska. Ponieważ proton hydroksylowy jest odszczepiany łatwo, kwasy karboksylowe są silnymi kwasami. Podstawniki elektroujemne znajdujące się w pobliżu grupy karboksylowej zwiększają kwasowość. Temperatury wrzenia kwasów karboksylowych są wyższe niż te dla alkoholi mających podobną masę cząsteczkową i wzrastają wraz ze wzrostem wielkości cząsteczki. Temperatura topnienia liniowych kwasów karboksylowych, o parzystej liczbie atomów węgla w cząsteczce, jest wyższa niż temperatury topnienia sąsiednich kwasów karboksylowych, zawierających nieparzystą liczbę atomów węgla w cząsteczce. Kwasy karboksylowe są polarne. Charakteryzują się niemal taką samą rozpuszczalnością, jak odpowiadające im alkohole. Pierwsze cztery kwasy karboksylowe są rozpuszczalne w wodzie, kwas pentanowy rozpuszcza się częściowo w wodzie, ale wyższe homologi są praktycznie nierozpuszczalne. Wszystkie kwasy karboksylowe rozpuszczają się dobrze w eterach i alkoholach. Zapach alifatycznych niższych kwasów karboksylowych zmienia się od zapachu ostrego i drażniącego (np. kwasy mrówkowy i octowy) do zapachu wyraźnie nieprzyjemnego (np. kwasy butanowy, pentanowy i heksanowy). Kwasy karboksylowe mające większą liczbę atomów węgla w szkielecie, ze względu na niską lotność, nie wykazują intensywnego zapachu.", "Reakcjami najbardziej charakterystycznymi, w które wchodzą kwasy karboksylowe są reakcje: podstawienia hydroksylowego atomu wodoru (podstawienie elektrofilowe na tlenie) (reakcja ( 1 ) ), podstawienia grupy hydroksylowej, której produktem jest chlorek acylu ( 2 ), amid ( 3 ) lub bezwodnik ( 4 ) oraz reakcje estryfikacji ( 5 ), tworzenia soli w reakcji z zasadami ( 6 ) i redukcji do alkoholi ( 7 ).", "Ciekawymi przykładami kwasów karboksylowych o długich nasyconych lub nienasyconych łańcuchach węglowodorowych (od 10 do 30 atomów węgla) są kwasy tłuszczowe (zob. Rys. 1 ), które można podzielić na nasycone (w cząsteczce łańcucha występują wyłącznie wiązania pojedyncze) i nienasycone (obecne jest jedno lub więcej wiązań podwójnych pomiędzy atomami węgla). Nienasycony kwas tłuszczowy może istnieć jako izomer \\( {cis}{–} \\) lub \\( {trans}{–} \\) (zob. Izomeria związków organicznych-Rys. 2 ).", "Kwasy tłuszczowe są niepolarne, ze względu na niepolarny charakter długiego łańcucha węglowodorowego. Nasycone kwasy tłuszczowe, ze względu na raczej liniową strukturę łańcucha węglowego, umożliwiającą bliższe oddziaływania pomiędzy cząsteczkami, wykazują wyższe temperatury topnienia niż nienasycone kwasy tłuszczowe. Temperatury topnienia rosną wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej." ]

[ { "name": "Definicja 1: Kwasy karboksylowe", "content": "... są związkami, których grupa funkcyjna jest zbudowana z grup karbonylowej i hydroksylowej przyłączonych do karbonylowego atomu węgla \\( ({–}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{–}\\ce{OH}) \\). Ogólny wzór kwasów karboksylowych ma postać: \\( \\ce{R}{–}\\ce{COOH} \\)." } ]

[ "Podobnie, jak w przypadku grupy karboksylowej, wiązanie amidowe jest płaskie. Amidy są związkami obojętnymi. Najprostszy amid, metanoamid, jest cieczą w temperaturze pokojowej. Pozostałe amidy są ciałami stałymi. Mają dość wysokie temperatury topnienia. Proste amidy są rozpuszczalne w wodzie.", "Amidy ulegają hydrolizie w warunkach kwasowych (reakcja ( 1 ) ) i alkalicznych ( 2 ) i redukują się do amin \\( 1^{\\circ} \\)−, \\( 2^{\\circ} \\)− i \\( 3^{\\circ} \\)− pod wpływem tetrahydroglinianu litu ( \\( \\ce{LiAlH}{_4} \\) ) ( 3 ). Amidy pierwszorzędowe w reakcji z chlorkiem tionylu ( \\( \\ce{SOCl}{_2} \\)) są przekształcane w nitryle ( 4 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Amidy", "content": "... są pochodnymi kwasów karboksylowych, których grupa hydroksylowa została zastąpiona przez grupę aminową \\( ({-}\\ce{NH}{_2}) \\) lub podstawioną grupę aminową \\( ({-}\\ce{NR}{_2} \\), gdzie: \\( \\ce{R}{-} \\) oznacza podstawnik węglowodorowy lub proton). Oznacza to, że amidy posiadają grupę \\( {-}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{N}{<} \\), jako grupę funkcyjną. Ogólny wzór amidów ma postać: \\( \\ce{R}{-}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{NR}{_2} \\)." } ]

[ "Estry wykazują wyraźny i charakterystyczny zapach (np. octan etylu \\( (\\ce{CH}{_3}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{O}{-}\\ce{CH}{_2}\\ce{CH}{_3}) \\) ma zapach gruszki, a octan 3-metylobutylu \\( (\\ce{CH}{_3}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{O}{-}\\ce{CH}{_2}\\ce{CH}{_2}\\ce{CH(CH}{_3}\\ce{)}{_2}) \\) ) wykazuje zapach banana). Estry proste mają temperatury wrzenia zbliżone do temperatur wrzenia aldehydów i ketonów o takiej samej liczbie atomów węgla w strukturze i niższe niż te wykazywane przez homologiczne kwasy karboksylowe. Są polarne i rozpuszczalne w wodzie. Rozpuszczalność estrów maleje wraz ze wzrostem długości łańcucha. Dlatego też tłuszcze (ciała stałe, temperatury topnienia powyżej temperatury pokojowej, łańcuchy nasycone), oleje (ciecze, temperatury topnienia poniżej temperatury pokojowej) oraz estry o skomplikowanym długim łańcuchu węglowym są nierozpuszczalne w wodzie.", "Estry proste, podobnie do amidów, ulegają hydrolizie w środowisku wodnym lub w rozcieńczonych kwasach (reakcja ( 1 ) ) i zasadach ( 2 ). Estry złożone hydrolizują dając mydło (zob. Rys. 1 )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Estry", "content": "... są pochodnymi kwasów karboksylowych, w których atom wodoru został podstawiony grupą węglowodorową. Tak więc, ogólny wzór estrów przyjmuje postać: \\( \\ce{R}{-}\\ce{C(}{=}\\ce{O)}{-}\\ce{O}{-}\\ce{{R^{\\prime}}} \\)." } ]

[ "Związki te mogą zostać zsyntetyzowane z odpowiednich kwasów karboksylowych według reakcji opisanej równaniem Kwasy karboksylowe-( 2 ).", "Halogenki kwasowe, ze względu na brak możliwości tworzenia wiązań wodorowych, mają temperatury wrzenia i topnienia niższe od tych dla odpowiednich kwasów karboksylowych i alkoholi, ale wyższe niż odpowiednie temperatury dla alkanów o podobnym rozmiarze cząsteczki. Są one nierozpuszczalne w wodzie, gdyż reagują z nią dając kwasy karboksylowe i halogenki wodoru.", "Halogenki kwasowe są bardzo reaktywne, przy czym halogenki aromatycznych kwasów karboksylowych są mniej reaktywne niż halogenki alifatycznych kwasów karboksylowych. W każdej reakcji halogenków kwasowych, atom halogenku zostaje podstawiony dowolną grupą funkcyjną (reakcja ( 1 ) )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Halogenki kwasowe", "content": "... są pochodnymi kwasów karboksylowych, w których grupa hydroksylowa została zastąpiona atomem fluorowca. Ich ogólny wzór ma postać \\( \\text{R}{–}\\text{C(}{=}\\text{O)}{–}\\text{X} \\) (gdzie: X oznacza F, Cl, Br lub I)." } ]

[ "Rys. 1 przedstawia najczęściej spotykane sacharydy. W zależności od liczby jednostek cukru \\( (\\ce{C}{_6}\\ce{H}{_{10}}\\ce{O}{_5}) \\), które je tworzą sacharydy zostały podzielone na: monocukry (zbudowane z pojedynczej jednostki cukru), dicukry (powstałe przez połączenie dwóch jednostek cukru), oligocukry (składają się ze stosunkowo niewielkiej liczby jednostek cukru) i policukry (w ich skład wchodzi wiele połączonych ze sobą cząsteczek cukru).", "Sacharydy są materiałem odżywczym (np. maltoza, laktoza i rafininoza) i budulcowym (np. celuloza i hemiceluloza). Polisacharydy służą także, jako magazyny energii (np. skrobia i glikogen). Ryboza jest ważnym składnikiem koenzymów, takich jak: ATP, FAD i NAD oraz kwasu rybonukleinowego (RNA) (zob. Kwasy nukleinowe ). Dezoksyryboza jest elementem składowym kwasu dezoksyrybonukleinowego (DNA) (zob. Kwasy nukleinowe ). Część węglowodanów pełni funkcje transportowe (np. sacharoza w roślinach oraz glukoza w organizmach zwierzęcych) lub modyfikują działanie białek. Na przykład, heparyna hamuje krzepnięcie krwi.", "Sacharydy, z uwagi na fakt, że każdy atom węgla tworzący łańcuch węglowodanowy jest asymetryczny i może przyjąć dwie konfiguracje (D– i L–) (zob. Izomeria związków organicznych-Rys. 3 ), za wyjątkiem pierwszego i ostatniego atomu węgla, występują w wielu formach izomerycznych. Konformację D– lub L– określa się w oparciu o orientację asymetrycznego atomu węgla położonego najdalej od grupy karbonylowej. W standardowej projekcji Fischera, jeśli grupa hydroksylowa znajduje się po prawej stronie łańcucha węglowego, cząsteczką jest D–węglowodanem ( Rys. 1 ), w przeciwnym razie jest to węglowodan L–.", "Sacharydy występują zwykle w dwóch postaciach: postaci otwartej łańcuchowej, charakterystycznej dla liniowych monocukrów (zob. Rys. 2 kolumny A–B) oraz w postaci pierścienia zamkniętego ( Rys. 2 C–E), w którym grupa karbonylowa w aldehydzie lub ketonie reaguje z grupą hydroksylową dając hemiacetal (reakcja Aldehydy i ketony-( 9 ) ). Podczas przejścia cukru z postaci liniowej do postaci cyklicznej, atom węgla karbonylu (anomeryczny) może przyjąć dwie możliwe konformacje. A zatem, atom tlenu karbonylu może znaleźć się powyżej lub poniżej płaszczyzny pierścienia węglowodanu. Otrzymana para stereoizomerów nazywa się anomerami. W \\( \\alpha \\)–anomerze, grupa hydroksylowa na anomerycznym atomie węgla (atom węgla podstawiony grupą hydroksylową i grupą alkoksylową) jest zlokalizowana po przeciwnej stronie ( \\( {trans} \\) ) pierścienia cukru względem grupy \\( {–}\\ce{CH}{_2}\\ce{OH} \\) ( Rys. 2 D). W anomerze \\( \\beta \\), zarówno grupa \\( {–}\\ce{CH}{_2}\\ce{OH} \\), jak i anomeryczna grupa hydroksylowa znajdują się po tej samej stronie ( \\( {cis} \\) ) płaszczyzny pierścienia cukru ( Rys. 2 E).", "Sacharydy klasyfikuje się w zależności: od liczby atomów węgla w cząsteczce (np. tetrozy, pentozy, heksozy i heptozy), od ich złożoności (mono–, dwu– (gdy dwie cząsteczki cukru wiążą się za pomocą wiązania glikozydowego, które łączy atom C1 sacharydu z grupą \\( {–}\\ce{OR} \\), \\( {–}\\ce{SR} \\), \\( {–}\\ce{SeR} \\), \\( {–}\\ce{NH}{_2} \\) lub \\( {–}\\ce{CR}{_3} \\) )), od typu grupy funkcyjnej (aldozy (posiadają aldehydowe lub acetylowe grupy funkcyjne) i ketozy (posiadają ketonowe lub acetylowe grupy funkcyjne) lub od reaktywności (redukujące (reakcja z odczynnikiem Tollensa (reakcja Aldehydy i ketony-( 15 ) ), Benedicta lub Fehlinga) i nie redukujące (nie utlenione)) ( Rys. 1 i Rys. 2 ).", "Produktem reakcji monosacharydów z alkoholem w obecności katalizatora kwasowego jest glikozyd (zob. Rys. 3 ).", "Woda bromowa utlenia aldozy, ale nie ketozy. Produkt utleniania grupy aldehydowej cukru do kwasu karboksylowego nazywa się kwasem aldonowym, podczas gdy produkt utleniania grup funkcyjnych na obu końcach łańcucha aldozy do kwasów karboksylowych nazywa się kwasem aldarowym ( Rys. 4 ).", "Sacharydy przy użyciu nadmiaru 2,4-dinitrorfenylohdrazyny tworzą osazony ( Rys. 5 ).", "Redukcja aldoz przy użyciu borowodorku sodu daje alkohole cukrowe, których zakończenia łańcuchów są identyczne (reakcja ( 1 ) ).", "Ketozy i aldozy mogą zostać przemienione w związki homologiczne zawierające mniejszą lub większą liczbę atomów w cząsteczce. Degradacja Ruffa pozwala skrócić łańcuch sacharydów o jeden atom węgla (reakcja ( 2 ) ), podczas gdy synteza Kiliani-Fischera wydłuża łańcuch cukru o jeden atom węgla (reakcja ( 3 ) )." ]

[ { "name": "Definicja 1: Węglowodany (cukry, sacharydy)", "content": "... to najbardziej liczna klasa związków organicznych; składają się z łańcucha węglowodorowego, o różnej długości, nasyconego atomami wodoru i tlenu (w formie grup hydroksylowych i karbonylowych, a czasami mostków hemiacetalowych) o stosunku atomów H:O wynoszącym 2:1. Ich ogólny wzór ma postać \\( \\ce{C}{_m}\\ce{(H}{_2}\\ce{O)}{_n} \\) (wyjątkiem jest dezoksyryboza \\( \\ce{C}{_5}\\ce{H}{_{10}}\\ce{O}{_4} \\)). " } ]

[ "Nukleotydy to estry nukleozydów i kwasu fosforowego (zob. Rys. 1 ). Nukleozydy składają się z zasady azotowej ( Rys. 2 ) i 5–węglowego (dezoksyrybozy w DNA lub rybozy w RNA).", "Znanych jest pięć zasad azotowych: adenina (skrót A), guanina (G), tymina (T), uracyl (U) i cytozyna (C) (zob. Rys. 2 ). Adenina i guanina należą do zasad purynowych, podczas gdy tymina, uracyl i cytozyna są zasadami pirymidynowymi. Cztery z tych zasad (A, G, U i C) występują w strukturze RNA. Natomiast, zasady azotowe G, A, T i C występują w obu niciach DNA. Dwie nici DNA są utrzymywane razem poprzez wiązania wodorowe utworzone pomiędzy zasadami azotowymi obu nici. Wiązania wodorowe tworzą się pomiędzy atomami azotu lub tlenu, a atomami wodoru zasad azotowych sąsiednich nici. Te dwa nici biegną w kierunkach przeciwnych do siebie nawzajem. Dlatego są one antyrównoległe. Dezoksyryboza lub ryboza, poprzez atomy węgla 3'-końca i 5'-końca, łączą się z grupami fosforowymi za pomocą wiązań fosforodiestrowych. Pierścień pentozy jest przyłączony do zasady azotowej za pomocą wiązania N-glikozydowego, które obejmuje atom azotu pierścienia nukleotydowego (N-1 dla pirymidyn i N-9 dla puryn) i atom węgla C-1 pierścienia pentozy.", "Komórki wszystkich organizmów żywych zamieszkujących Ziemię zawierają DNA i RNA. Kwasy DNA i RNA przechowują informacje genetyczne organizmu i pośredniczą w syntezie białek zgodnie z zasadami kodu genetycznego. Mogą one również pełnić funkcję enzymów." ]

[ { "name": "Definicja 1: Kwasy nukleinowe", "content": "... kwas dezoksyrybonukleinowy dwuniciowy (DNA) i kwas rybonukleinowy jednoniciowy (RNA), są biopolimerami zbudowanymi z nukleotydów. " } ]

[ "Znanych jest 20 aminokwasów białkowych. Są one przedstawione na Rys. 1. Rysunek ten podaje także nazwy aminokwasów oraz ich oznaczenia 3− i 1−literowe.", "Na podstawie powyższego rysunku można stwierdzić, iż aminokwasy zawierają w swojej strukturze atomy: C, H, O i N. Cysteina i metionina zawierają w swych strukturach dodatkowo atom S. Ogólny wzór aminokwasów ma postać: \\( \\ce{NH}{_2}{–}\\ce{CH(}{–}\\ce{R)}{–}\\ce{COOH} \\), gdzie: \\( \\ce{R}{–} \\) oznacza łańcuch boczny aminokwasu (zob. Rys. 2 ).", "Łańcuchy boczne aminokwasów są różne pod względem strukturalnym i chemicznym. Niektóre z nich wykazują strukturę rozgałęzioną (np. w Ala i Val) lub strukturę liniową (np. w Met i Lys), a inne mają struktury pierścieniowe (np. Pro i Phe) (zob. Rys. 1 ). Aminokwasy można podzielić na trzy grupy: niepolarne, polarne i naładowane elektrycznie. Łańcuch boczny aminokwasów niepolarnych jest hydrofobowy, a zatem nie może tworzyć wiązań wodorowych z cząsteczkami wody. Łańcuch boczny aminokwasów polarnych zawiera grupę funkcyjną zdolną do tworzenia wiązań wodorowych z wodą i z innymi aminokwasami. Natomiast, aminokwasy elektrycznie naładowane zawierają zdeprotonowaną grupę funkcyjną kwasów karboksylowych w obojętnym pH roztworu (aminokwasy kwasowe) lub grupę funkcyjną zawierającą azot z dodatnim ładunkiem w naturalnym pH roztworu (aminokwasy zasadowe).", "W zależności od pH roztworu aminokwasy mogą występować w czterech formach:", "Aminokwasy są krystalicznymi ciałami stałymi. Ich temperatury topnienia są zaskakująco wysokie (200 – 300 °C). Ulegają rozpadowi zanim ulegną stopieniu. W pH roztworu równym 7 zwykle występują one w postaci jonu obojnaczego (jonu z ładunkiem ujemnym i ładunkiem dodatnim), nie posiadając całkowitego ładunku elektrycznego, co jest spowodowane wewnętrznym przeniesieniem protonu z grupy karboksylowej do grupy aminowej. Na ogół aminokwasy są rozpuszczalne w wodzie i nierozpuszczalne w niepolarnych rozpuszczalnikach organicznych. Ich rozpuszczalność w wodzie różni się w zależności od rozmiaru i charakteru łańcucha bocznego. Dzięki obecności w strukturze tetraedrycznego i chiralnego atomu węgla (α–węgiel), każdy aminokwasy (z wyjątkiem glicyny) występuje w dwóch konformacjach L– i D–. Wszystkie naturalnie występujące aminokwasy mają konfigurację L–.", "Aminokwasy wiążą się ze sobą tworząc dimery i polimery o różnej długości łańcucha i różnym składzie. W zależności od liczby reszt aminokwasowych w łańcuchu polimeru, polimery te dzielą się na peptydy i białka. Peptydy zawierają około 50 aminokwasów w strukturze. Natomiast, białka zawierają w jednym lub większej liczbie łańcuchów większą liczbę reszt aminokwasowych.", "W peptydach i białkach aminokwasy łączą się ze sobą płaskimi wiązaniami peptydowymi utworzonymi w wyniku reakcji kondensacji pomiędzy grupą kwasu karboksylowego jednego aminokwasu, a grupą aminową następnego aminokwasu (zob. Rys. 3 ). Aminokwas posiadający nieprzereagowaną aminową grupę funkcyjną jest pierwszym aminokwasem na \"końcu aminowym\" polimeru. Podczas gdy, aminokwas posiadający nieprzereagowaną grupę funkcyjną karboksylową stanowi ostatni aminokwas w sekwencji polimeru (\"koniec karboksylowy\"). W innych reakcjach grupa karboksylowa aminokwasów i ich polimerów reaguje dając amidy aminokwasów ( Rys. 4 ), estry (zob. reakcja Kwasy karboksylowe-( 5 ) ), podstawione amidy (zob. reakcja Kwasy karboksylowe-( 3 ) ), sole Rys. 5 oraz w przypadku cysteiny jest tworzony mostek dwusiarczkowy (–S–S–) ( Rys. 6 ). Z drugiej strony, grupa aminowa aminokwasów ulega reakcji acylowania ( Rys. 7 ).", "Liczba, rodzaj i kolejność reszt aminokwasowych w łańcuchu peptydowym/białkowym określają jego pierwotną strukturę (struktura pierwszorzędowa), co zwykle powoduje wytworzenie specyficznych struktur dwu- i trójwymiarowych. Struktura dwuwymiarowa (struktura drugorzędowa) odnosi się do regularnie powtarzających się struktur lokalnych, które są utrzymywane wyłącznie za pomocą wiązań wodorowych tworzących się pomiędzy grupami amidowymi i karbonylowymi wiązań peptydowych. Najczęstszymi przykładami struktur dwuwymiarowych są: \\( \\alpha \\)-helisa (prawoskrętna spirala) (zob. Rys. 8, kolor czerwony), \\( \\beta \\)-kartka (układ przestrzenny reszt aminokwasowych w łańcuchu polipeptydowym podobny do kawałka papieru złożonego jak akordeon) ( Rys. 8, kolor niebieski), zwrotna (łańcuch polipeptydowy zmienia kierunek biegu) i struktura nieuporządkowana (struktury przypadkowe) ( Rys. 8, kolor purpurowy). Struktura trzeciorzędowa opisuje ogólny kształt/upakowanie pojedynczego łańcucha białkowego, który jest stabilizowany przez oddziaływania nielokalne, mostki solne, wiązania wodorowe i mostki disiarczkowe ( Rys. 8, kolor żółty). Natomiast, wzajemne pozycjonowanie się wielu łańcuchów białkowych względem siebie w przestrzeni jest określone przez strukturę czwartorzędową białka." ]

[]

[ "Nazewnictwo polimerów na ogół opiera się na nazwie monomeru wchodzącego w skład polimeru. Polimery, które zawierają tylko jeden rodzaj monomeru ( \\( \\ce{A} \\) ) są nazywane homopolimerami (zob. Rys. 1 ). Mogą one zostać przedstawione w sposób następujący: \\( {-}\\ce{[A}{-}\\ce{A}{-}\\ce{A}{-}\\ce{A}{-}\\ce{A}{-}\\ce{A]}{-} \\). Nazwę tych polimerów tworzy się przez umieszczenie przedrostka 'poli−' przed nazwą monomeru, z którego zbudowany jest polimer. Na przykład, polistyren to nazwa polimeru wytworzonego z monomeru styrenu (winylobenzenu). Natomiast polimery zawierające dwa lub więcej typów monomerów ( \\( \\ce{A} \\) i \\( \\ce{B} \\) ) są znane jako kopolimery. Mogą one zostać zapisane w sposób następujący: \\( {-}\\ce{[A}{-}\\ce{B}{-}\\ce{A}{-}\\ce{B}{-}\\ce{A}{-}\\ce{A]}{-} \\). Ich nazwy tworzy się przez podanie nazw monomerów połączonych prefiksem ‘−co−‘ z przedrostkiem 'poli−', np. kopolimer styrenu i arrylonitrylu nosi nazwę poli(styren-co-akrylonitryl).", "Polimery można podzielić na polimery syntetyczne, naturalne i modyfikowane. Do naturalnych polimerów (biopolimerów) zalicza się (np. jedab, kolagen, czy keratyna), (np. celuloza – główny składnik drewna i papieru, skrobia, czy glikogen) i  (DNA i RNA), a także szelak, ambra, wełna, jedwab i kauczuk naturalny. Natomiast lista syntetycznych polimerów obejmuje: tworzywa sztuczne, elastomery (ciała stałe o właściwościach gumo-podobnych), gumę (szkielet węglowy utworzony z monomerów węglowodorowych), silikony (szkielet przemiennego atomu krzemu i tlenu), włókna, materiały stałe o właściwościach pośrednich, żele lub lepkie płyny. Jednakże wiele ważnych handlowo polimerów syntetyzuje się przez chemiczną modyfikację naturalnie występujących polimerów. Przykładem jest reakcja celulozy z kwasem azotowym, w wyniku której powstaje nitroceluloza oraz tworzenie wulkanizowanej gumy przez ogrzewanie naturalnego kauczuku w obecności siarki. Sposoby modyfikowania polimerów obejmują utlenianie, sieciowanie i zamykanie.", "Niezwykle ważną cechą polimerów jest ich architektura (struktura) i kształt, które opisują sposób odchylenia od prostego, liniowego (tzn. nie rozgałęzionego) łańcucha, który przyjmuje większość polimerów. Polimer liniowy składa się z identycznych jednostek ułożonych jedna za drugą i połączonych w długi łańcuch, nazywany szkieletem ( Rys. 1 ). Szkielet polimeru liniowego nie musi być prosty i sztywny. Następuje bowiem rotacja względem pojedynczych wiązań pomiędzy atomami w szkielecie polimeru. Polimer taki ma jeden początek i jeden koniec. Natomiast częsteczka polimeru rozgałęzionego składa się z łańcucha głównego z jednym lub większą liczbą łańcuchów bocznych lub rozgałęzień. A zatem szkielet polimeru rozgałęzionego ma dodatkowe początki i wiele końców wzdłuż łańcucha. Rodzaje rozgałęzionych polimerów obejmują: polimery gwiaździste, polimery grzebieniowe, polimery szczotkowe, polimery dendronizowane, polimery drabinkowe i dendrymery. Istnieją również dwuwymiarowe polimery, które składają się z topologicznie płaskich merów.", "Reakcja chemiczna, która prowadzi do łączenia się wielu monomerów w łańcuch związany kowalencyjnie lub sieć jest nazywana reakcją polimeryzacji (polimeryzacją) (zob. Rys. 2 ). Podczas procesu polimeryzacji z każdego monomeru może dojść do utraty pewnych grup atomów lub też nie. Wyróżnia się zatem polimery addycyjne (zob. Tabela 1 ), w których cząsteczki monomeru wiążą się ze sobą bez utraty grup atomów oraz polimery kondensacyjne (zob. Rys. 3 ), w których zazwyczaj dwa różne monomery łączą się ze sobą z utratą niewielkiej grupy atomów, najczęściej wody. Większość poliestrów i poliamidów (nylon) należy do tej klasy polimerów.", "Struktura polimeru wpływa na wiele jego właściwości fizycznych, takich jak np.: lepkość roztworu, lepkość stopu, rozpuszczalność w różnych rozpuszczalnikach i temperatura zeszklenia. Duża masa cząsteczkowa polimerów w stosunku do związków małocząsteczkowych nadaje im także unikalne właściwości fizyczne, do których należą: wytrzymałość, lepkość, sprężystość, czy tendencja do tworzenia szkieł i struktur półkrystalicznych, a nie kryształów. Na przykład, wraz ze wzrostem długości łańcucha, temperatury topienia i wrzenia polimerów rosną szybko. Odporność na uderzenia również wzrasta wraz z długością szkieletu, podobnie jak lepkość lub odporność na przepływ polimeru w stanie stopionym. Zwiększenie długości łańcucha prowadzi także do zmniejszenia ruchliwości łańcucha oraz zwiększenia wytrzymałości i podwyższenia temperatury zeszklenia. Jest to wynikiem wzrostu oddziaływań (np. Van der Waalsa) pomiędzy łańcuchami polimeru o zwiększonej długości łańcucha. Na ogół wytrzymałość na rozciąganie wzrasta wraz z długością łańcucha polimeru i sieciowaniem łańcuchów polimerowych. Różne grupy boczne w polimerze (np. \\( {-}\\ce{NH}{_2} \\) lub \\( {>}\\ce{C}{=}\\ce{{O}} \\)) sprzyjają tworzeniu się wiązań jonowych i wodorowych pomiędzy łańcuchami własnymi polimeru. To z kolei prowadzi do zwiększenia wytrzymałości polimeru na rozciąganie i do podwyższenia jego temperatury topnienia.", "Polimery odgrywają istotną i wszechobecną rolę w życiu codziennym. Przedmioty codziennego użytku, takie jak np. opakowania czy materiały budowlane stanowią  połowę wszystkich syntezowanych polimerów. Tekstylia, obudowy urządzeń elektronicznych, płyty CD, części samochodowe i wiele innych artykułów jest także wykonywanych z polimerów. Niektóre produkty, takie jak kleje (np. żywice epoksydowe) zawierają monomery, które mogą być polimeryzowane przez użytkownika podczas ich zastosowania. Jedna czwarta odpadów stałych z domów to tworzywa sztuczne. Tylko część z nich można poddać recyklingowi. Polimery, takie jak: PMMA (poli(metakrylan metylu) i HEMA (poli(metakrylan 2-hydroksyetylu) są stosowane w laserach polimerowych." ]

[ { "name": "Definicja 1: Polimery", "content": "... należą do związków organicznych, których cząsteczka (makrocząsteczka) jest zbudowana z wielu mniejszych, powtarzających się, uporządkowanych w sposób regularny jednostek zwanych monomerami, połączonych kowalencyjnymi wiązaniami chemicznymi, które tworzą długie łańcuchy, czasami z rozgałęzieniami lub sieciowaniem pomiędzy łańcuchami. Wiele monomerów (zob. Tabela 1 i Rys. 3 ) to lub inne cząsteczki zawierające w swojej strukturze nienasycone wiązania podwójne. " } ]

[ "E-podręcznik opracowano w ramach Zintegrowanego Programu Rozwoju Akademii Górniczo-Hutniczej w Krakowie. Projekt współfinansowany ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego w ramach Programu Operacyjnego Wiedza Edukacja Rozwój 2014-2020. Oś III Szkolnictwo wyższe dla gospodarki i rozwoju, Działanie 3.5 Kompleksowe programy szkół wyższych." ]

[]

[ "Chemia nieorganiczna zajmuje się badaniem właściwości chemicznych wszystkich pierwiastków oraz ich związków. W roku 1869 rosyjski uczony Dmitrij Mendelejew sformułował prawo okresowości, które było podstawą zbudowania układu okresowego pierwiastków. Układ okresowy skonstruowany przez Mendelejewa pozwalał na przewidywanie właściwości chemicznych pierwiastków jeszcze nieodkrytych za jego życia. Pierwiastki, które odkryto w późniejszym okresie potwierdziły słuszność prawa podanego przez tego uczonego.", "Prawo to w czasach Mendelejewa nie miało logicznego wyjaśnienia. Dopiero po odkryciu struktury atomu, prawo okresowości nabrało fizycznego znaczenia. W pierwszej połowie XX wieku odkrycia naukowców takie jak: 1) odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda w 1911 roku, 2) odkrycie zależności między liczbą atomową, a strukturą powłok elektronowych, przez Henry’ego Moseleya w 1913 roku, pozwoliły na wyjaśnienie, dlaczego właściwości chemiczne pierwiastków zależą od miejsca zajmowanego w układzie okresowym. Najistotniejszym osiągnięciem chemii na początku XX wieku było zastosowanie osiągnięć mechaniki kwantowej do zrozumienia własności chemicznych pierwiastków oraz ich zdolności do tworzenia wiązań chemicznych. Połączenie zasady nieoznaczoności Wernera Heisenberga (1927) z zakazem Pauliego (1924) oraz równaniem Schrödingera (1927) doprowadziło do powstania teorii orbitali atomowych. Następnie rozwinięto teorię orbitali cząsteczkowych, które w dużym stopniu umożliwiły wyjaśnienie, jak powstają wiązania chemiczne. Na podstawie dotychczasowych osiągnięć chemii, wiadomo, że numer okresu w układzie okresowym odpowiada numerowi powłoki walencyjnej atomu. Natomiast to ile pierwiastków znajduje się w jednym okresie, wynika z liczby orbitali atomowych na powłoce walencyjnej. Każdy orbital atomowy może być zapełniony maksymalnie dwoma elektronami. Na przestrzeni czasu kryteria podziału chemii na chemię organiczną i nieorganiczną ewoluowały. Na granicy chemii nieorganicznej i organicznej znajduje się chemia związków kompleksowych (koordynacyjnych) i chemia związków metaloorganicznych. Związki te odgrywają ogromną rolę w katalizie wielu reakcji chemicznych prowadzonych na skalę przemysłową. Obecnie zgodnie z ustaleniami Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) przyjmuje się następującą definicję związku nieorganicznego.", "Substancje nieorganiczne są to zarówno pierwiastki chemiczne, jak i ich związki, rudy metali, minerały, stopy metali. Właściwości chemiczne pierwiastka zależą od jego położenia w układzie okresowym1. Przedmiotem badań chemii nieorganicznej są: klasyfikacja związków nieorganicznych, badanie ich struktury, właściwości oraz reakcji chemicznych, w jakie one wchodzą. Klasyfikacja związków nieorganicznych obejmuje takie grupy związków jak: tlenki, kwasy, wodorotlenki, sole, związki kompleksowe 2. Podręcznik „Podstawy chemii nieorganicznej – układ okresowy” jest kontynuacją i uzupełnieniem wiedzy zawartej w podręczniku Chemia Ogólna. Jest on poświęcony głównie charakterystyce pierwiastków znajdujących się w poszczególnych grupach układu okresowego. Omówiono w nim podstawowe zagadnienia, takie jak:", "Omówiono również zjawiska powierzchniowe (adsorpcja, energia powierzchniowa, napięcie powierzchniowe). Kilka modułów poświęconych jest omówieniu budowy, właściwości związków koordynacyjnych oraz ich zastosowaniu w przemyśle, medycynie, chemii. Jeden z rozdziałów w tym podręczniku przedstawia zagadnienia dotyczące podstaw radiochemii. W poszczególnych modułach wyjaśniono, co to są izotopy radioaktywne, jak następuje rozpad promieniotwórczy jąder atomowych, jak powstają szeregi promieniotwórcze, co to są reakcje łańcuchowe. Opisano również zastosowania izotopów radioaktywnych w przemyśle, medycynie. Jeden z rozdziałów podręcznika poświęcono wybranym technikom często używanym do badania związków nieorganicznych zarówno w stanie stałym, ciekłym jak i gazowym. Badania składu chemicznego i struktury związków nieorganicznych wykonuje się za pomocą różnych technik badawczych. Do określenia struktury związków nieorganicznych stosuje się przede wszystkim metody badań: spektroskopowe, dyfrakcyjne, rezonansowe, a także badania właściwości magnetycznych i dielektrycznych." ]

[ { "name": "Definicja 1: Związek nieorganiczny", "content": "Związek nieorganiczny jest to substancja chemiczna, w cząsteczce której nie występuje wiązanie chemiczne węgiel–wodór." } ]

[ "Blok s układu okresowego obejmuje pierwiastki grup 1 i 2, których elektrony walencyjne są opisane funkcją falową zwaną orbitalem s ( Rys. 1 ). Są to: wodór, litowce (lit, sód, potas, rubid, cez i frans), berylowce (beryl, magnez, wapń, stront, bar, rad) oraz hel, który leży w grupie 18, ale posiada wyłącznie dwa elektrony na orbitalu s. Ogólną konfigurację elektronową tych pierwiastków można zapisać jako \\( ns \\). Jeżeli pierwiastek posiada tylko jeden elektron walencyjny, zapis ma postać \\( ns^1 \\), natomiast jeżeli posiada dwa elektrony walencyjne - \\( ns^2 \\).", "Pierwiastki bloku s, za wyjątkiem wodoru i helu, które są gazami, wykazują charakter metaliczny.", "Metale są to pierwiastki, które występują wyłącznie na dodatnich stopniach utlenienia - tworzą kationy. Metaliczny charakter rośnie w miarę przesuwania się w dół grupy pierwiastków w układzie okresowym. Dzieje się tak, ponieważ elektrony wraz ze wzrostem promienia atomowego są coraz słabiej przyciągane przez dodatnie jądro i coraz łatwiej je oderwać (maleje energia jonizacji). W warunkach standardowych występują w postaci stałej, za wyjątkiem rtęci, która w tych warunkach jest cieczą (temperatura topnienia -38,83 °C). Właściwości fizyczne i chemiczne metali związane są z obecnością wiązania metalicznego w kryształach metali.", "Zdolność do swobodnego przemieszczania się elektronów w krysztale metalicznym powoduje, że metale są bardzo dobrymi przewodnikami prądu elektrycznego oraz ciepła.", "Wiązka światła ( Rys. 2 ) docierająca do powierzchni metalu zostaje odbita we wszystkich kierunkach, dając charakterystyczny efekt połysku metalicznego.", "Występującymi w sieci metalicznej oddziaływaniami można wytłumaczyć także takie cechy metali, jak twardość czy ciągliwość. Metale tworzą tlenki występujące w stanie stałym. Mają one charakter zasadowy, w reakcji z wodą dają wodorotlenki. W solach metale występują na początku związku, zastępując wodór z kwasów.", "Podsumowując, metale ( Rys. 3 ) charakteryzują się następującymi cechami:" ]

[]

[ "Wodór jest pierwszym pierwiastkiem w grupie pierwszej bloku s ( Rys. 1 ). Jest to pierwiastek szczególny, ponieważ jest najprostszym z możliwych, zbudowanym wyłącznie z jednego protonu i jednego elektronu. Z tego względu został mu poświęcony osobny moduł. Pozostałe pierwiastki grupy pierwszej omówiono w module Litowce.", "Wodór jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we wszechświecie. Większość gwiazd składa się głównie z wodoru - synteza jądrowa wodoru do helu (temperatura > 10 000 000 K) jest głównym źródłem energii gwiazd. Wodór występuje również w obłokach międzygwiezdnych. Na Ziemi śladowe ilości wolnego wodoru ( \\( H_2 \\)) są obecne w powietrzu (5x \\( 10^{-5} \\) \\( \\% \\) obj.). W pobliżu powierzchni ziemi wodór stanowi 0,9 \\( \\% \\) obj. w górnych warstwach atmosfery i gazie wulkanicznym. Wodór w stanie związanym stanowi 0,87 \\( \\% \\) masowych (15,4 \\( \\% \\) atomowych) wszystkich pierwiastków. Związany z tlenem (w wodzie) stanowi 11,25 \\( \\% \\) masy Ziemi. Wodór w postaci węglowodorów i ich pochodnych występuje w paliwach kopalnych, takich jak węgiel i ropa.", "W skali laboratoryjnej wodór otrzymuje się:", "W Tabela 1 podano najważniejsze dane dotyczące wodoru.", "Pierwiastkowy wodór jest bezbarwnym gazem bez zapachu i smaku, słabo rozpuszczalnym w wodzie, ponad 14 razy lżejszym od powietrza. Rozpuszcza się w metalach: palladzie, platynie, niklu, żelazie, powoduje korozję wodorową (pękanie wodorowe). Został skroplony po raz pierwszy w 1883 roku przez profesorów Uniwersytetu Jagiellońskiego: chemika Karola Olszewskiego i fizyka Zygmunta Wróblewskiego.", "W temperaturze pokojowej wodór jest niezbyt aktywny, jego potencjał normalny \\( E_0 \\) = 0 V. Jako potencjał normalny przyjmuje się potencjał, jaki wykazuje pierwiastek będący w równowadze z jonami własnymi o aktywności równej 1, w warunkach normalnych T = 273K, p = 101 325 Pa. Spala się w tlenie (w temperaturze powyżej 720 K wybuchowo). W podwyższonych temperaturach jest silnym reduktorem:", "Wodór jednoatomowy „in statu nascendi” (łac. w chwili tworzenia) charakteryzuje się czasem półtrwania 0,3-0,5s i jest bardzo aktywny chemicznie.", "Najważniejszym związkiem wodoru jest tlenek wodoru \\( H_2O \\), czyli woda (nazwa systematyczna wg IUPAC – oksydan). Cząsteczka wody zawiera jeden atom tlenu i dwa atomy wodoru połączone wiązaniami kowalencyjnymi. Jest to w warunkach standardowych przezroczysta, pozbawiona smaku i zapachu ciecz, w stanie stałym występuje jako lód i śnieg, w stanie gazowym - para wodna. Jest doskonałym rozpuszczalnikiem o właściwościach polarnych. Jest niezbędna do przetrwania dla wszystkich znanych form życia na Ziemi. Występuje w oceanach, które pokrywają 70,8 \\( \\% \\) powierzchni globu, w rzekach, jeziorach, lodowcach, atmosferze (chmury, para wodna). Niektóre związki chemiczne zawierają cząsteczki wody w swojej budowie (hydraty). Zawartość wody w postaci związanej w strukturze minerałów w płaszczu Ziemi może przekraczać łączną zawartość wody w oceanach nawet dziesięciokrotnie.", "Woda wzbogacona w cząsteczki zawierające deuter zamiast protu ( \\( D_2O \\) lub \\( HDO \\)) nazywana jest ciężką wodą. Właściwości chemiczne ciężkiej wody są prawie takie same, jak zwykłej wody. Jest stosowana jako moderator w reaktorach jądrowych, ponieważ ma zdolność spowalniania szybkich neutronów. W normalnej wodzie występuje naturalnie ok. 115 ppm (part per million - 1 cząsteczka na milion) tlenku deuteru. Można go uzyskać poprzez wielokrotne odwirowywanie lub w procesie elektrolizy, podczas której prot, jako lżejszy i poruszający się szybciej od deuteru, wydziela się jako pierwszy na katodzie. Średnio ze 100 tys. litrów wody można otrzymać około 1 litra ciężkiej wody.", "Wodór w związkach nieorganicznych występuje w:", "Kwasach \\( H_nR \\) beztlenowych i tlenowych", "Przykłady kwasów beztlenowych: \\( HF, HCN, H_2S \\).", "Przykłady kwasów tlenowych: \\( HNO_2, H_2SO_4, H_3PO_4, H_2CO_3 \\).", "Wodorotlenkach \\( Me(OH)_n \\) .", "Przykłady wodorotlenków \\( KOH, Ca(OH)_2, Al(OH)_3, Ti(OH)_4 \\).", "Wodorkach – wodorki w zależności od tego, z jakim pierwiastkiem łączy się wodór, możemy podzielić na wodorki typu soli, kowalencyjne i międzywęzłowe.", "Wodorki typu soli – to związki tworzące sieci jonowe, powstają w wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (prócz berylu i magnezu) w podwyższonej temperaturze.", "Przykłady wodorków typu soli : \\( LiH, NaH, KH, CaH_2,SrH_2 \\). W reakcji z wodą wydzielają wodór gazowy.", "Wodorki kowalencyjne – produkty syntezy wodoru z niemetalami, wodorki kowalencyjne mogą mieć różny charakter.", "Przykłady wodorków kowalencyjnych: \\( H_2O, H_2S, HF, HCl, CH_4, SiH_4, NH_3, PH_3 \\).", "Wodorki metaliczne (międzywęzłowe) – produkty syntezy wodoru z metalami bloków d i f, ciała stałe składające się z sieci krystalicznej z wbudowanymi w przestrzenie międzywęzłowe atomami wodoru. Połączenia te są niestechiometryczne.", "Przykłady wodorków metalicznych: \\( PdH_{0,6}, TiH_{1,73}, ZrH_{1,92} \\)." ]

[]

[ "Do grupy litowców zaliczamy pierwiastki pierwszej grupy układu okresowego, leżące poniżej wodoru: lit, sód, potas, rubid, cez oraz frans ( Rys. 1 ).", "Tabela 1 prezentuje wielkości charakterystyczne dla litowców.", "Najbardziej rozpowszechnionym litowcem w przyrodzie jest sód (2,6 \\( \\% \\)), który występuje w skaleniach typu \\( Na[AlSi_3O_8] \\) [1], w złożach soli kamiennej, wodach mórz i oceanów w postaci \\( NaCl \\) oraz azotanie (V) sodu \\( NaNO_3 \\) – saletrze chilijskiej. Potas występuje w przyrodzie prawie równie często, jak sód (2,4 \\( \\% \\)), podobnie jak Na najczęściej w postaci chlorku \\( KCl \\) – sylwinu [2]. Lit (0,00065 \\( \\% \\)) występuje w postaci glinokrzemianów, jak spodumen \\( LiAl[Si_2O_6] \\), czy w fosforanach, jak ambligonit \\( LiAl(PO_4)F \\). Rubid (0,028 \\( \\% \\)) występuje w ilości 0,3 \\( \\% \\) do 3,5 \\( \\% \\) w lepidolicie \\( K(Li,Al)_3(Al,Si,Rb)_4O_10(F,OH)_2 \\) [3].", "Litowce otrzymywane są w procesie elektrolizy. Ponieważ potencjał normalny litowców jest niższy niż wodoru – nie można otrzymać ich z roztworów wodnych, z racji tego, że jako pierwszy redukowany jest wodór. Dlatego litowce otrzymuje się podczas elektrolizy stopionych soli, np. sód – ze stopionego, bezwodnego chlorku sodu:", "Litowce są miękkimi metalami o małej gęstości, o srebrzystobiałej barwie i połysku po przekrojeniu (są tak miękkie, że można je kroić nożem – Rys. 2 ).", "W wysokiej temperaturze, np. w płomieniu palnika, związki litowców wyparowują, a ich pary pobudzone do świecenia zabarwiają płomień palnika w charakterystyczny dla siebie sposób. Wynika to z faktu, że niski potencjał jonizacyjny litowców umożliwia łatwe wzbudzenie elektronów z niższych na wyższe poziomy energetyczne. Wzbudzone elektrony wracając na niższe poziomy wypromieniowują kwant energii o określonej długości światła, co obserwuje się jako zabarwienie płomienia palnika. Lit barwi płomień na kolor karminowy, sód – żółty, potas – fioletowy, rubid – fioletowo-czerwony, cez – niebieski. Cecha ta została wykorzystana do identyfikacji litowców metodą płomieniową. Rys. 3 przedstawia kolory płomieni.", "Litowce posiadają tylko jeden elektron na powłoce walencyjnej i bardzo łatwo go oddają, co powoduje, że są pierwiastkami bardzo aktywnymi chemicznie. Reagują z tlenem z powietrza:", "W podwyższonych temperaturach łączą się z wodorem:", "Reagują gwałtownie z fluorowcami do halogenków:", "Ogrzewane z gazowym amoniakiem dają amidki:", "Gwałtownie reagują z wodą:", "\\( Na_2O_2 \\) nadtlenek sodu – silnie utleniający, stosowany do oczyszczania powietrza w okrętach podwodnych i aparatach tlenowych:", "\\( NaOH \\) wodorotlenek sodu (dawniej zwany sodą kaustyczną) – biała krystaliczna substancja, żrący, silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła, barwników organicznych, sztucznego jedwabiu, otrzymywania celulozy z drewna, środek neutralizujący. \\( KOH \\) wodorotlenek potasu – silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła w płynie, w syntezach organicznych, do otrzymywania dwuchromianu i nadmanganianu potasu, pochłaniania \\( CO_2 \\) z powietrza:", "\\( NaCl \\) chlorek sodu (sól kuchenna) – materiał wyjściowy do przemysłowej produkcji sodu, środek spożywczy, roztwór 0,9 \\( \\% \\) (sól fizjologiczna) stosowany w medycynie. \\( KCl \\) chlorek potasu (sylwin) – nawóz mineralny. \\( Na_2CO_3 \\) węglan sodu (soda) – służy do produkcji szkła, proszków do prania, zmiękczania wody, stosowany w przemyśle papierniczym i farbiarskim. \\( NaHCO_3 \\) wodorowęglan sodu, kwaśny węglan sodowy (soda oczyszczona) – proszek do pieczenia, spulchnia ciasto poprzez wydzielanie tlenku węgla (IV) zgodnie z reakcją", "\\( NaNO_3 \\) azotan (V) sodu (saletra chilijska), \\( KNO_3 \\) azotan (V) potasu (saletra indyjska) – nawozy mineralne, stosowane w produkcji prochu strzelniczego." ]

[]

[ "Do grupy berylowców zaliczamy pierwiastki drugiej grupy układu okresowego: beryl, magnez wapń, stront, bar, rad ( Rys. 1 ).", "Tabela 1 zawiera najważniejsze dane dotyczące berylowców.", "Beryl obecny w przyrodzie na ilości 0,0006 \\( \\% \\), tworzy nieliczne i rzadkie minerały: glinokrzemiany np. \\( Be_3Al_2[Si_6O_{18}] \\) (beryl), zabarwiony śladową ilością chromu beryl to kamień szlachetny – szmaragd [1].", "Magnez, którego ilość w skorupie ziemskiej określono na 2,1 \\( \\% \\), występuje w wielu minerałach: najczęściej w krzemianach \\( (Mg, Fe)_2SiO_4 \\) (oliwin), \\( Mg_6(OH)_8(Si_4O_{10}) \\) (serpentyn), \\( Mg_3(OH)_2 (Si_4O_{10}) \\)(talk) oraz w węglanach, siarczanach i chlorkach: \\( MgCO_3 \\) (magnezyt), \\( CaCO_3 \\cdot MgCO_3 \\) (dolomit), \\( KCl \\cdot MgSO_4 \\cdot 3H_2O \\) (kainit), \\( KCl \\cdot MgCl_2 \\cdot 6H_2O \\) (karnalit), \\( MgSO_4 \\cdot H_2O \\) (kizeryt), \\( MgSO_4 \\), a także w chlorofilu – zielonym barwniku roślin (mieszanina 3:1 chlorofilu a i b).", "Wapń jest najbardziej rozpowszechnionym berylowcem (ok. 3,63 \\( \\% \\)) ( Rys. 2 ), występuje w krzemianach i glinokrzemianach, w postaci węglanu \\( CaCO_3 \\) (kalcyt), jako wapień, marmur i kreda, bezwodnego siarczanu \\( CaSO_4 \\) (anhydryt) oraz w formie uwodnionej \\( CaSO_4 \\cdot 2H_2O \\) (gips, odmiana drobnokrystaliczna – alabaster), we fluorkach \\( CaF_2 \\) (fluoryt), w fosforanach \\( Ca_3(PO_4)_2 \\) (fosforyt), \\( Ca_3(PO_4)_2 \\cdot 2Ca(Cl, F)_2 \\) (apatyt). Hydroksyapatyt - \\( 3Ca_3(PO_4)_2 \\cdot Ca(OH)_2 \\) jest głównym składnikiem kości i zębów.", "Stront i bar występują w siarczanach \\( SrSO_4 \\) (celestyn), \\( BaSO_4 \\) (baryt) oraz węglanach \\( SrCO_3 \\) (stroncjanit), \\( BaCO_3 \\) (witeryt). Rad został odkryty w 1898 roku przez Marię Skłodowską-Curie ( Rys. 3 ) podczas przeróbki blendy smolistej – rudy uranu. Za odkrycie radu (oraz polonu) Maria Skłodowska-Curie została uhonorowana nagrodą Nobla z chemii w 1911 roku [2].", "Beryl jest twardym, kruchym metalem w powietrzu pokrywającym się warstwą tlenku. Związki berylu są silnie trujące. Pozostałe berylowce to miękkie, lekkie metale o srebrzystym połysku. Podobnie, jak litowce, niektóre berylowce zabarwiają płomień na charakterystyczny kolor, np. Mg spala się jaskrawym, białym płomieniem, wapń barwi płomień na kolor ceglasto-czerwony, stront na karminowo-czerwony, a bar na zielony ( Rys. 4 ). Zjawisko charakterystycznego zabarwienia płomienia można wykorzystywać do wykrywania tych pierwiastków w związkach.", "Berylowce są aktywne chemicznie. Magnez spala się w powietrzu jaskrawo białym płomieniem:", "Pozostałe reagują z tlenem z powietrza w temperaturze pokojowej:", "Reagują z kwasami:", "Ba reaguje z wodą równie gwałtownie, jak litowce:", "Wapń i pozostałe berylowce reagują z wodą niezbyt szybko.", "\\( BeO \\) tlenek berylu – (temperatura topnienia \\( 2800 K \\)) wchodzi w skład cermetów (cermetale – spieki metaloceramiczne) stosowanych do budowy silników odrzutowych, gdyż nie zmieniając swych właściwości mogą pracować w temperaturze nawet do \\( 2300K \\). \\( MgO \\) tlenek magnezu – stosowany do wyrobu cementów, lek na nadkwasotę, zmieszany ze stężonym roztworem chlorku magnezu - \\( MgCl_2 \\) stanowi cement Sorela. \\( CaO \\) tlenek wapnia (wapno palone) – otrzymywany w procesie prażenia węglanu wapnia (kamienia wapiennego) w reakcji z wodą (gaszenie wapna) przechodzi w wodorotlenek wapnia \\( Ca(OH)_2 \\) (wapno gaszone) – składnik zapraw murarskich i cementów, służy także do zmiękczania wody kotłowej, jako mleko wapienne (zawiesina w wodzie) stosowany jako biała farba.", "\\( CaCO_3 \\) węglan wapnia – krystaliczna substancja służy m.in. do wyrobu kredy do pisana i pasty do zębów, surowiec do otrzymywania wapna palonego. \\( Ca(HCO_3)_2 \\) wodorowęglan wapnia – nadaje wodom mineralnym dobry smak, powoduje przemijającą twardość wody. \\( CaC_2 \\)węglik wapnia (karbid) – reaguje z wodą dając etyn (acetylen):", "środek redukujący w hutnictwie metali ciężkich, służy do produkcji acetylenu dla potrzeb spawalnictwa, dawniej jako źródło światła w przenośnych lampach karbidówkach oraz w latarniach morskich. \\( CaF_2 \\) fluorek wapnia – topnik w metalurgii (produkcja aluminium), dodatek do emalii, surowiec do produkcji fluorowodoru:", "\\( CaSO_4 \\cdot 2H_2O \\) siarczan (VI) wapnia – gips stosowany w budownictwie i medycynie. \\( BaSO_4 \\) siarczan (VI) baru – wypełniacz masy papierowej, kontrast do wypełniania żołądka i jelit w badaniach rentgenowskich. Pozostałe związki baru są silnie trujące." ]

[]

[ "Do pierwiastków bloku d zaliczamy pierwiastki z grup od 3 do 12 układu okresowego ( Rys. 1 ).", "Pierwiastki bloku d są również zwane metalami przejściowymi (wg IUPAC każdy pierwiastek z częściowo wypełnioną powłoką d jest zaliczany do metali przejściowych). Pierwiastki te nie wykazują skrajnie zmiennych właściwości chemicznych, tak jak ma to miejsce w bloku p. Pierwiastki te wykazują znaczne podobieństwa zarówno w grupach jak i w okresach, a wszystkie mają wspólny zestaw charakterystycznych właściwości związanych z częściowo obsadzonym przez elektrony orbitalem d [1].", "Rozważając 4 okres bloku d, od lewej strony do prawej, elektrony obsadzają kolejne orbitale typu \\( d \\). Istnieją dwa wyjątki: chrom i miedź, w których jeden elektron z orbitalu \\( s \\) przeskakuje na orbital \\( d \\) ( Tabela 1 ).", "Jest to związane z tym, że orbitale n \\( s \\) i (n-1) \\( d \\) w tych pierwiastkach mają bardzo zbliżoną energię. W 4, 5 i 6 okresie pierwiastki grup 8-10 wykazują duże podobieństwa, dlatego nazwano je triadami. Blok d będziemy zatem mogli sklasyfikować następująco: Grupa 3 – skandowce, Grupa 4 – tytanowce, Grupa 5 – wanadowce, Grupa 6 – chromowce, Grupa 7 – manganowce, Triada żelazowców: Fe, Co, Ni, Triada platynowców lekkich: Ru, Rh, Pd, Triada platynowców ciężkich: Os, Ir, Pt, Grupa 11 – miedziowce, Grupa 12 – cynkowce.", "Metale przejściowe wykazują wiele cech wspólnych:", "Zmienność stanów utlenienia charakterystyczna dla pierwiastków przejściowych związana jest z niepełnym obsadzeniem orbitala typu d. Orbital typu d jest zapełniany w taki sposób, że stopnie utlenienia różnią się od siebie jednością, np. \\( \\ce{Fe^{2+}} \\), \\( \\ce{Fe^{3+}} \\). Jest to sprzeczne ze zmiennością stopni utlenienia w pierwiastkach nieprzejściowych, gdzie stany utlenienia dla tego samego pierwiastka różnią się o 2 jednostki, np. \\( \\ce{Pb^{2+}} \\) i \\( \\ce{Pb^{4+}} \\).", "Metale przejściowe tworzą dużą liczbę związków o wyraźnych i żywych barwach ( Tabela 2 ). Barwy związków są związane z przeskokami elektronów d na wyższe poziomy energetyczne i emisją kwantów promieniowania z zakresu widzialnego podczas powrotu na poziomy podstawowe.", "Kolejną charakterystyczną właściwością metali przejściowych jest tworzenie związków kompleksowych. Atom lub jon metalu przejściowego zajmuje miejsce centralne i jest otoczony przez ligandy [1]. Budowa związków kompleksowych została szczegółowo opisana w rozdziale Związki kompleksowe." ]

[]

[ "Skandowce to 3 grupa układu okresowego ( Rys. 1 ), przypisana do bloku \\( d \\).", "Należą do niej skand i itr, natomiast nie ma zgodności w literaturze co do pozostałych pierwiastków. Wg zaleceń IUPAC do tej grupy zaliczamy lutet i lorens. Historycznie do tej grupy zaliczano lantan i aktyn, co nadal jest powszechnie spotykane w podręcznikach [1], [2]. Często możemy spotkać się z pewnym kompromisem pomiędzy dwiema głównymi opcjami, polegającym albo na zmniejszeniu grupy do skandu i itru, albo na włączeniu lantanowców i aktynowców do grupy trzeciej. Na potrzeby tego podręcznika w niniejszym module zostaną omówione skand i itr, natomiast lutet i lorens zostaną omówione odpowiednio w rozdziałach Lantanowce i Aktynowce.", "Skand i itr są związane z lantanowcami i występują wspólnie z nimi. Można je znaleźć w śladowych ilościach w wielu minerałach. Skand w minerałach takich jak: gadolinit, euksenit i tortweityt \\( \\ce{Sc_2Si_2O_7} \\). Itr występuje w skorupie ziemskiej w postaci minerałów: monocytu – mieszanej soli kwasu fosforowego i kilku lantanowców, bastnazytu i ksenotymu \\( \\ce{YPO_4} \\) [2].", "Skandowce są otrzymywane jako produkt uboczny przy otrzymywaniu innych metali. Obydwa pierwiastki są syntezowane z ich minerałów, po przeprowadzeniu we fluorek, który następnie redukuje się wapniem [3], [4].", "Wszystkie skandowce są srebrzystymi, dość miękkimi metalami, a ich twardość wzrasta wraz z liczbą atomową. Mają podobne temperatury topnienia ( Tabela 1 ). W porównaniu z większością metali, nie są zbyt dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności ze względu na małą liczbę elektronów dostępnych do wiązania metalicznego [5].", "Wszystkie skandowce występują na +3 stopniu utlenienia. Są metalami aktywnymi, szybko matowieją na powietrzu, pokrywając się pasywną warstwą tlenkową. Pod względem właściwości chemicznych przypominają magnez, są łatwopalne. Wióry skandu palą się na powietrzu jaskrawożółtym płomieniem. Skandowce reagują z wodą w wydzieleniem wodoru, jednak z biegiem czasu reakcja ulega zahamowaniu na skutek pasywacji. Metal pokrywa się nierozpuszczalną warstwą wodorotlenku, która blokuje dostęp cząsteczek wody do powierzchni.", "Skandowce prawie nie tworzą związków kompleksowych, jedynie skand wykazuje skłonność do tworzenia kompleksów, głównie z fluorkami: \\( \\ce{[ScF_6]^{3-}} \\) i \\( \\ce{[ScF_4]^{-}} \\). Itr wykazuje bardzo duże podobieństwo do lantanowców, dużo większe niż skand. Jego reaktywność chemiczna jest taka sama jak lantanowców, jedną z niewielu różnic jest to, że występuje na +3 stopniu utlenienia, podczas gdy wartościowość lantanowców może być inna niż III.", "\\( \\ce{Sc_2O_3} \\) tlenek skandu (III) – wykorzystywany do syntezy innych związków skandu. \\( \\ce{Sc(NO_3)_3} \\) azotan (V) skandu – stosowany w powłokach optycznych, katalizatorach, ceramice elektronicznej i przemyśle laserowym. \\( \\ce{Y_2O_3} \\) tlenek itru (III) – stosowany do stabilizacji sześciennej formy cyrkonii w jubilerstwie. Jest potencjalnym materiałem laserowym. Stop \\( Al20Li20Mg10Sc20Ti30 \\) – jest wytrzymały jak tytan, lekki jak glin i twardy jak materiały ceramiczne." ]

[]

[ "Pierwiastki nazywane tytanowcami znajdują się w IV grupie układu okresowego. W grupie tytanowców znajdują się takie pierwiastki jak: tytan, cyrkon, hafn i rutherford ( Rys. 1 ).", "Tytan, cyrkon i hafn występują w przyrodzie głównie w minerałach skałotwórczych. Wśród tytanowców, tytan jest pierwiastkiem najbardziej rozpowszechnionym na kuli ziemskiej. Zajmuje on dziesiąte miejsce pod względem rozpowszechnienia spośród wszystkich pierwiastków. Cyrkon zajmuje dwudzieste miejsce pod względem rozpowszechnienia, natomiast hafn jest rzadkim pierwiastkiem, a rutherford nie występuje naturalnie na Ziemi. Do najważniejszych rud tytanu należą: ilmenit \\( \\ce{FeTiO_3} \\) i rutyl \\( \\ce{TiO_2} \\). Związki te są odporne na działanie wody i czynników atmosferycznych. Cyrkon występuje w przyrodzie w postaci \\( \\ce{ZrSiO_4} \\) (cyrkon) i \\( \\ce{ZrO_2} \\) (baddeleit). Minerały te są pierwotnymi produktami krystalizacji magmy. Hafn występuje jako domieszka w minerałach cyrkonowych. Tytanowce otrzymuje się podczas redukcji chlorków tytanu, cyrkonu i hafnu za pomocą metalicznego sodu, magnezu lub wapnia. Redukcję chlorków tytanowców należy przeprowadzać w atmosferze ochronnej, czyli w obecności gazu ochronnego np. argonu albo helu. Na skalę techniczną tytan i cyrkon otrzymuje się stosując metodę Krolla, w której na parę chlorków tytanu lub cyrkonu działa na stopiony magnez. W takich warunkach zachodzą następujące reakcje ( 1 ) i ( 2 ).", "Metal otrzymany w powyższym procesie jest następnie przetapiany w łukowym piecu elektrycznym w atmosferze gazu ochronnego. Metale takie jak hafn i cyrkon zwykle występują razem, aby je rozdzielić stosuje się destylację frakcjonowaną mieszaniny chlorków cyrkonu i hafnu z trichlorkiem fosforylu, \\( \\ce{POCl_3} \\). Cyrkon i hafn można również rozdzielić wykorzystując różnice w rozpuszczalności niektórych związków tych pierwiastków (frakcjonowana krystalizacja) lub rozdziału można dokonać także za pomocą chromatografii kolumnowej. W przypadku chromatografii wykorzystywane są różnice w zdolności adsorpcji chlorków obu metali na różnych adsorberach [1].", "Tytan, cyrkon i hafn są srebrzystobiałymi metalami. Metale te mają wysokie temperatury topnienia ( Tabela 1 ).", "Tytanowce w kontakcie z atmosferą zawierającą tlen ulegają pasywacji, na ich powierzchni powstaje warstwa tlenków o grubości kilku nanometrów. Zjawisko pasywacji sprawia, że w temperaturze pokojowej tytanowce są mało aktywne chemicznie. W podwyższonych temperaturach, tytanowce reagują z takimi pierwiastkami jak tlen, azot i węgiel, tworząc tlenki, azotki i węgliki. Tytan, cyrkon i hafn roztwarzają się w roztworach kwasu fluorowodorowego, tworząc łatwo rozpuszczalne w wodzie związki kompleksowe (sześciofluorotytaniany (IV)). Metale te mają zdolność odwracalnego pochłaniania wodoru. W temperaturze powyżej 570 K, tytan pochłania wodór, powstaje szary wodorek \\( \\ce{TiH_2} \\), który jest trwałym związkiem w atmosferze powietrza. Tytanowce w związkach chemicznych mogą występować na stopniach utlenienia +2, +3 i +4, ale najtrwalszym stopniem utlenienia wszystkich tytanowców jest +4.", "Tytanowce tworzą tlenki, sole i związki z fluorowcami. Wszystkie tytanowce tworzą z tlenem trwałe tlenki, w których metal występuje na +4 stopniu utlenienia. Tlenek tytanu IV ( \\( \\ce{TiO_2} \\)) tworzy trzy odmiany polimorficzne: dwie odmiany tetragonalne rutyl i anataz oraz jedną odmianę rombową brukit. W strukturze przestrzennej rutylu, każdy jon tytanu jest otoczony 6 jonami tlenkowymi. Jest on trudnotopliwy i odporny na działanie kwasów i zasad. Tytan tworzy również tlenki na niższych stopniach utleniania takie jak: \\( \\ce{TiO} \\), \\( \\ce{Ti_2O_3} \\). Tlenki te powstają w reakcji między \\( \\ce{TiO_2} \\), a metalicznym tytanem. Reakcja taka ( 3 ) zachodzi w temperaturze 1900 K.", "Tlenek cyrkonu IV ( \\( \\ce{ZrO_2} \\)) podobnie jak rutyl jest substancją trudnotopliwą. Tlenki cyrkonu i hafnu \\( \\ce{ZrO_2} \\) i \\( \\ce{HfO_2} \\) pod względem chemicznym są bardziej odporne niż rutyl ( \\( \\ce{TiO_2} \\)). Tytanowce tworzą uwodnione tlenki, które powstają w reakcji soli tytanowców z wodorotlenkami litowców, reakcja ( 4 ).", "Tlenki tytanowców ogrzewane w wysokich temperaturach z tlenkami innych metali reagują dając jako produkt reakcji związki nazywane tytanianami, cyrkonianami albo hafnianami. Najbardziej popularnymi tytanianami są tytanian IV wapnia ( \\( \\ce{CaTiO_3} \\)) (tzw. perowskit) oraz tytanian IV baru ( \\( \\ce{BaTiO_3} \\)). Rys. 2 przedstawia strukturę perowskitu, gdzie każdy atom tytanu jest otoczony 6 atomami tlenu, tworząc wokół niego ośmiościan.", "W sieci perowskitu nie można wyróżnić osobnych jonów \\( \\ce{TiO_3^{2-}} \\), tak jak ma to miejsce w solach kwasów tlenowych, dlatego tytaniany są określane jako podwójne tlenki, a nie jako sole. Ogrzewanie tlenków tytanu IV, cyrkonu IV i hafnu IV ze stężonym kwasem siarkowym VI prowadzi do tworzenia się tlenosiarczanu VI tytanu \\( \\ce{TiO*SO_4} \\) oraz siarczanów VI cyrkonu i hafnu \\( \\ce{Zr(SO_4)_2} \\), \\( \\ce{Hf(SO_4)_2} \\). Sole te rozpuszczają się w wodzie i ulegają hydrolizie. Tytanowce bardzo łatwo reagują z halogenowcami tworząc halogenki takie jak: \\( \\ce{TiCl_4} \\), \\( \\ce{TiCl_3} \\), \\( \\ce{ZrCl_4} \\), \\( \\ce{ZrF_4} \\). Chlorki tytanowców powstają podczas ogrzewania tlenków tytanowców z węglem w atmosferze gazowego chloru. W reakcji chlorku tytanu IV z bezwodnym fluorowodorem powstaje fluorek tytanu IV, reakcja ( 5 )." ]

[]

[ "Pierwiastki V grupy układu okresowego takie jak wanad, niob, tantal i dubn nazywane są wanadowcami ( Rys. 1 ).", "W przyrodzie najbardziej rozpowszechnionymi wanadowcami są wanad i niob. Wanad zajmuje 23 miejsce pod względem rozpowszechnienia w przyrodzie. Występuje on w postaci takich minerałów jak: patronit \\( \\ce{VS_4} \\), wanadynit \\( \\ce{Pb_5(VO_4)_3Cl} \\) oraz karnotyt \\( \\ce{K(UO_2)VO_4*1,5H_2O} \\). Karnotyt jest minerałem, który stanowi zarówno rudę uranu, jak i wanadu. Niob i tantal występują razem w postaci minerału o wzorze \\( \\ce{(Fe, Mn)(Ta, Nb)_2O_6} \\). Jeśli w minerale tym ilość niobu przeważa nad ilością tantalu, to taki minerał nazywany jest kolumbitem (niobitem), natomiast jeśli mamy więcej tantalu niż niobu, to minerał ten nazywamy tantalitem. Dubn w przyrodzie nie występuje, jest to pierwiastek radioaktywny otrzymywany sztucznie.", "W celu otrzymania wanadu, rudę wanadu poddaje się prażeniu z dodatkiem chlorku sodu lub węglanu IV sodu, co prowadzi do powstania wanadanu III sodu \\( \\ce{(NaVO_3)} \\), który następnie jest wymywany wodą. Roztwór ten zakwasza się, strąca się czerwony osad poliwanadanów, następnie strąca się \\( \\ce{NH_4VO_3} \\), który przeprowadza się podczas ogrzewania (T=700 K) w tlenek \\( \\ce{V_2O_5} \\). Wanad otrzymuje się podczas redukcji tlenku wanadu V \\( \\ce{(V_2O_5)} \\) wapniem lub glinem w ochronnej atmosferze argonu.", "Otrzymywanie niobu i tantalu jest trudne, ponieważ oba pierwiastki pod względem właściwości chemicznych są do siebie bardzo podobne, a ponadto występują razem w tym samym minerale. Z tego powodu konieczne jest ich rozdzielenie, a następnie przeprowadzenie redukcji odpowiednich tlenków niobu lub tantalu.", "Podczas rozdzielania obu metali tantalit lub niobit stapia się z \\( \\ce{NaOH} \\) lub \\( \\ce{Na_2CO_3} \\), a następnie przeprowadza się ługowanie za pomocą kwasu fluorowodorowego lub przeprowadza się chlorowanie stopionej mieszaniny. Zabieg ten prowadzi do otrzymania rozpuszczalnych w wodzie związków niobu i tantalu, które następnie poddane są ekstrakcji z roztworu wodnego.", "Tantal ekstrahuje się z roztworu słabo kwaśnego, niob z roztworu silnie kwaśnego poprzez wytrząsanie tych roztworów z ketonem metylowo-izobutylowym. Związki otrzymane podczas ekstrakcji przeprowadza się do tlenków \\( \\ce{Nb_2O_5} \\) i \\( \\ce{Ta_2O_5} \\), które następnie redukuje się do metalu za pomocą węgla lub sodu [1].", "Wanadowce są metalami ciężkimi o szarej barwie, ciągliwymi i trudnotopliwymi (temperatury topnienia powyżej 2000 K) ( Tabela 1 ).", "Wanadowce pod względem chemicznym są mało aktywne, a ich aktywność chemiczna maleje ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka. Wanadowce w temperaturze pokojowej wykazują dużą odporność na działanie wielu kwasów, a także na działanie roztworów mocnych zasad.", "Niob i tantal roztwarzają się w kwasie fluorowodorowym. Wanad w temperaturze otoczenia roztwarza się w stężonych kwasach azotowym V, siarkowym VI i fluorowodorowym. Wysoka odporność wanadowców na działanie kwasów w temperaturze pokojowej jest spowodowana pasywacją tych metali. Metale te w wysokich temperaturach reagują z wodorem, azotem, węglem tworząc wodorki, azotki i węgliki o strukturze międzywęzłowej.", "W podwyższonej temperaturze wanadowce w kontakcie z powietrzem tworzą tlenki. Wanadowce tworząc związki chemiczne mogą występować na stopniach utlenienia od -1 do +5. Stopień utlenienia +5 jest najtrwalszym stopniem utlenienia wszystkich wanadowców. Na najniższych stopniach utlenienia wanad występuje w związkach kompleksowych takich jak np. \\( \\ce{[Nb(CO)_4(C_5H_5)]} \\), \\( \\ce{[V(CO)_6]^-} \\). Dla wielu związków wanadu przy przejściu od stopnia utlenienia +2 do +5 zmienia się charakter związku z jonowego na kowalencyjny. Tlenki wanadowców na +5 stopniu utlenienia są amfoteryczne (zob. e-podręcznik \"Chemia ogólna\", rozdział Tlenki ).", "Należy podkreślić, że właściwości chemiczne niobu i tantalu są bardzo podobne, promienie atomowe tych pierwiastków nieznacznie się różnią ( Tabela 1 ). Takie podobieństwo stwarza duże trudności przy rozdzielaniu tych pierwiastków. Niewielki wzrost promienia atomowego tantalu w porównaniu do promienia atomowego niobu jest pewnym odstępstwem od prawa okresowości. Zgodnie z prawem okresowości w grupie ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka rośnie promień atomowy.", "Do najważniejszych związków chemicznych wanadowców zaliczamy tlenki, siarczki, sole, kwasy oraz związki z fluorowcami. Wanad na niższych stopniach utlenienia tworzy następujące tlenki \\( \\ce{VO} \\) (czarny o strukturze chlorku sodu), \\( \\ce{V_2O_3} \\) (czarny o strukturze korundu), \\( \\ce{VO_2} \\) (ciemnoniebieski o zdeformowanej strukturze rutylu). Tlenki \\( \\ce{VO} \\) i \\( \\ce{V_2O_3} \\) mają właściwości zasadowe, a tlenki \\( \\ce{VO_2} \\) i \\( \\ce{V_2O_5} \\) mają właściwości amfoteryczne. Niob i tantal tworzą na +4 stopniu utlenienia następujące tlenki \\( \\ce{NbO_2} \\) i \\( \\ce{TaO_2} \\). Tlenki wanadowców, w których metal jest na +5 stopniu utlenienia są najtrwalsze. Tlenek wanadu V \\( \\ce{(V_2O_5)} \\) jest pomarańczowym proszkiem, słabo rozpuszczalnym w wodzie i jest związkiem silnie trującym. Kryształy tlenku wanadu (V) wykazują bardzo dobrą łupliwość. Właściwość ta jest związana ze strukturą krystalograficzną tlenku wanadu (V). Rozmieszczenie atomów tlenu wokół atomu wanadu przedstawia Rys. 2.", "Jeden z atomów tlenu jest słabiej związany z atomem wanadu, co powoduje, że w sieci przestrzennej tlenku wanadu V tworzą się warstwy wanadowo-tlenowe, pomiędzy którymi działają słabe siły. Takie słabe oddziaływanie między warstwami powoduje, że w kierunku równoległym do tych warstw (płaszczyzn) kryształy tlenku wanadu V wykazują dużą łupliwość. Wodne roztwory tlenku wanadu V mają słabo kwaśny odczyn, co świadczy o tym, że jest on tlenkiem kwasowym i w reakcji z wodą tworzy kwas wanadowy.", "Otrzymanie kwasu wanadowego w czystej postaci jest trudne, ponieważ zagęszczenie wodnego roztworu tlenku wanadu prowadzi do otrzymania substancji zawierającej zmienną zawartość wody, która jest określana jako uwodniony tlenek wanadu. Zabarwienie wodnych roztworów zawierających jony wanadowe zależy od pH ( Rys. 3 ).", "W roztworach silnie alkalicznych pH >12 występują jony \\( \\ce{[VO_4]^{3-}} \\), a roztwory te są bezbarwne. W bezbarwnych roztworach alkalicznych pH ≤ 9, występują jony \\( \\ce{[V_2O_7]^{4-}} \\) i \\( \\ce{[V_4O_{13}]^{6-}} \\). W roztworach, które zawierają jony silnie skondensowane następuje zmiana barwy na żółtą przechodzącą w ciemnopomarańczową. W roztworach silnie kwaśnych pH ≤ 2 występuje jon \\( \\ce{[VO_2]^+} \\), a roztwór ma zabarwienie bladożółte.", "Niob i tantal tworzą tlenki \\( \\ce{Nb_2O_5} \\) i \\( \\ce{Ta_2O_5} \\), które mają właściwości amfoteryczne. Tlenki podczas stapiania z \\( \\ce{NaOH} \\) lub \\( \\ce{Na_2CO_3} \\) tworzą niobiany i tantalany. Zakwaszenie wodnych roztworów tych soli powoduje wydzielenie uwodnionych tlenków nazywanych kwasem niobowym lub kwasem tantalowym.", "Wanadowce tworzą związki chemiczne z siarką i fluorowcami. Podczas ogrzewania tlenku wanadu V ( \\( \\ce{V_2O_5} \\)) w parach \\( \\ce{CS_2} \\) powstaje siarczek wanadu III \\( \\ce{(V_2S_3)} \\). Wanad może również tworzyć takie siarczki jak: \\( \\ce{VS_2} \\), \\( \\ce{VS_3} \\), \\( \\ce{VS_4} \\).", "Niob i tantal tworzą siarczki \\( \\ce{NbS_2} \\), \\( \\ce{TaS_2} \\), które mają strukturę warstwową. Z fluorem wanad tworzy fluorek wanadu V \\( \\ce{(VF_5)} \\). Z chlorem wanad tworzy chlorki takie jak: \\( \\ce{VCl_4} \\) ciecz o barwie brunatnoczerwonej, \\( \\ce{VCl_3} \\) ciało stałe o barwie czerwonej, \\( \\ce{VCl_2} \\) ciało stałe o barwie zielonej. Niob i tantal tworzą fluorki \\( \\ce{NbF_5} \\) i \\( \\ce{TaF_5} \\), a także tlenochlorki \\( \\ce{NbOCl_3} \\) i \\( \\ce{TaOCl_3} \\). Wanad z kwasem siarkowym VI tworzy sól siarczan VI wanadu III \\( \\ce{V_2(SO_4)_3} \\)." ]

[]

[ "Do grupy chromowców zaliczamy pierwiastki 6 grupy układu okresowego: chrom, molibden, wolfram i seaborg ( Rys. 1 ).", "W Tabela 1 podano najważniejsze właściwości chromowców.", "Chrom występuje w przyrodzie w ilości 0,02 \\( \\% \\), zawartość molibdenu wynosi 0,00015 \\( \\% \\), natomiast wolframu 0,00016 \\( \\% \\). Seaborg jest pierwiastkiem nietrwałym, pierwszy raz otrzymano go w 1974 roku w Berkeley (USA) [1]. Odkrycie to potwierdzono w Dubnej (ZSRR, obecnie Rosja). Chrom w przyrodzie występuje w postaci chromitu \\( FeCr_2O_4 \\) oraz krokoitu \\( PbCrO_4 \\). Cr(III) można znaleźć w minerałach glinu i niektórych glinokrzemianach, zielony kolor szmaragdów oraz czerwony rubinów to zasługa niewielkiej ilości chromu. Molibden występuje w postaci siarczku - molibdenitu \\( MoS_2 \\) oraz molibdenianów: wulfenitu \\( PbMoO_4 \\) i powellitu \\( CaMoO_4 \\). Wolfram w przyrodzie tworzy głównie wolframiany, jak wolframit \\( (Fe,Mn)WO_4 \\) i szelit \\( CaWO_4 \\).", "Chrom otrzymuje się najczęściej w postaci ferrochromu w wyniku redukcji chromitu węglem:", "Molibden uzyskuje się z siarczku po wstępnym wyprażeniu w powietrzu:", "a następnie redukcji tlenku wodorem w temperaturze 800-1400K:", "Wolfram otrzymuje się podobnie, jak molibden, po wstępnej przeróbce przez redukcję tlenku wodorem:", "Metaliczny chrom jest błękitno-białym metalem, bardzo odpornym na korozję ( Rys. 2 ). Molibden jest srebrzystobiałym wysokotopliwym metalem o wysokiej twardości.", "Wolfram w formie metalicznej ma ciemnoszare zabarwienie. Metal ten wykazuje najwyższą temperaturę topnienia spośród wszystkich pierwiastków. W temperaturze bliskiej 0K staje się nadprzewodnikiem.", "Związki chromu na różnych stopniach utlenienia różnią się zabarwieniem ( Rys. 3 ).", "Chrom jest metalem odpornym na korozję na skutek pasywacji tlenkiem chromu (III) w reakcji z tlenem z powietrza", "Mo również ulega pasywacji.", "Dzięki pasywacji jest odporny na działanie tlenu, wody, zasad, kwasów, a nawet wody królewskiej.", "\\( FeCr_2O_4 \\) chromit, posiada silne własności diamagnetyczne, stosowany był jako aktywna warstwa w taśmach magnetycznych. Sole Cr(III) i Cr(VI) są wykorzystywane w fotochemii i technikach kolorymetrycznych. \\( Cr_2O_3 \\) tlenek chromu (III) (zieleń chromowa) jest używany jako pigment, służy do barwienia szkła i szkliwa. \\( K_2SO_4·Cr_2(SO_4)_3 ⋅24H_2O \\) ałun chromowo-potasowy stosowany jest w przemyśle garbarskim. \\( PbCrO_4 \\) chromian ołowiu jest używany jako żółta farba mineralna, właśnie temu pigmentowi zawdzięczają kolory \"Słoneczniki\" Van Gogha, [2]. \\( K_2Cr_2O_7 \\) dwuchromian potasu rozpuszczony w stężonym kwasie siarkowym (chromianka) ma silne właściwości utleniające. ( Rys. 5 )", "\\( WC \\) węglik wolframu dzięki wysokiej twardości służy do wyrobu materiałów ściernych i narzędzi - jest głównym składnikiem widii (wiertła widiowe), ze względu na wysoką twardość i ciężar właściwy znalazł zastosowanie w pociskach przeciwpancernych z utwardzanym rdzeniem." ]

[]

[ "Do grupy manganowców zaliczamy pierwiastki 7 grupy układu okresowego: mangan, technet, ren oraz bohr ( Rys. 1 ).", "W Tabela 1 przedstawiono wybrane właściwości manganowców.", "Mangan występuje w przyrodzie w ilości 0,02 \\( \\% \\). Technet (gr. technos – sztuczny) jest pierwszym pierwiastkiem otrzymanym sztucznie (1937 rok). Ren występuje w naturze w ilości śladowej ok. \\( 10^{-7}% \\) \\( \\% \\). Bohr jest nietrwały, został odkryty w 1976 roku w Dubnej (ZSRR, obecnie Rosja), odkrycie potwierdzono w 1981 roku w Darmstadt (RFN, obecnie Niemcy). Mangan tworzy liczne minerały stanowiące zwykle zanieczyszczenia rud żelaza: brausztyn \\( MnO_2 \\) występujący w piroluzycie, hausmanit \\( Mn_3O_4 \\), braunit \\( Mn_2O_3 \\) oraz manganit \\( MnO⋅OH \\). Technet nie występuje naturalnie na Ziemi, stwierdzono jednak jego obecność w widmie niektórych czerwonych olbrzymów. Ren zwykle towarzyszy rudom manganu.", "Mangan otrzymuje się przez redukcję dwutlenku manganu węglem:", "oraz przez redukcję tlenku glinem", "Ren uzyskuje się poprzez redukcję tlenku wodorem:", "Tc otrzymywany jest sztucznie w procesie rozbijania neutronami jąder uranu lub bombardowania lekkimi jądrami izotopów niobu lub molibdenu.", "Metaliczny mangan jest ciemnym, twardym i kruchym materiałem ( Rys. 2 ).", "Ren – w formie czystej – pierwiastek ten jest srebrzystym błyszczącym metalem o dużej twardości. Po wyżarzeniu staje się miękki i kowalny.", "Mangan jest bardzo reaktywny, zapala się w powietrzu i reaguje z wodą tworząc wodorotlenek. Jego własności są zbliżone do metali alkalicznych. Związki manganu mają całą skalę barw ( Rys. 3 ), w zależności od wartościowości Mn.", "Ren – ze względu na dodatni potencjał standardowy – zaliczany jest do metali szlachetnych.", "\\( KMnO_4 \\) nadmanganian potasu (manganian (VII), ( Rys. 4 ) – posiada silne własności bakteriobójcze i grzybobójcze, jest stosowany do odkażania wody oraz w walce z pasożytami skóry.", "\\( MnO_2 \\) tlenek manganu (IV), Rys. 5 – stosowany jako katalizator utleniania \\( CO \\) do \\( CO_2 \\) w maskach gazowych." ]

[]

[ "Pierwiastki takie jak żelazo, kobalt, nikiel znajdujące się w układzie okresowym w czwartym okresie w grupach 8, 9 i 10 nazywane są żelazowcami ( Rys. 1 ).", "Pierwiastki te pomimo, że znajdują się w różnych grupach wykazują bardzo podobne właściwości fizyczne i chemiczne. Żelazowce są metalami wykazującymi dobrą ciągliwość i kowalność. Występują na +2 i +3 stopniu utlenienia, chociaż w pewnych związkach żelazo może występować nawet na +6 stopniu utlenienia. Właściwości fizyczne i chemiczne żelazowców są przedstawione w Tabela 1.", "Żelazowce występują w związkach chemicznych najczęściej na +2 lub +3 stopniu utlenienia. Pierwiastki te mogą również występować na niższych i wyższych niż +2 i +3 stopniach utlenienia. Poniżej podano przykładowe jony kompleksowe i związki, w których żelazowce występują nawet na ujemnych stopniach utlenienia [1]." ]

[]

[ "Żelazo jest najbardziej rozpowszechnionym i najważniejszym metalem użytkowym wśród żelazowców ( Rys. 1 ).", "Pod względem rozpowszechnienia w skorupie ziemskiej zajmuje ono czwarte miejsce wśród wszystkich pierwiastków. Najważniejszymi rudami żelaza są: magnetyt \\( \\ce{Fe_3O_4} \\), hematyt \\( \\ce{Fe_2O_3} \\), limonit \\( \\ce{Fe_2O_3*xH_2O} \\), syderyt \\( \\ce{FeCO_3} \\) i piryt \\( \\ce{FeS_2} \\). Na skalę przemysłową żelazo otrzymuje się poprzez redukcję rud tlenkowych koksem. Produktem takiej redukcji jest żelazo zawierające ok. 4 \\( \\% \\) węgla, nazywane surówką. Produkcję surówki przeprowadza się w urządzeniu nazywanym wielkim piecem (schemat wielkiego pieca przedstawia Rys. 2 ). Wielki piec o pojemności około kilku tysięcy metrów sześciennych jest ładowany od góry przez gardziel, w której warstwowo wprowadza się rudę żelaza i koks. Do rudy żelaza dodawane są materiały nazywane topnikami, które razem z zanieczyszczeniami pochodzącymi z rudy utworzą w piecu żużel będący mieszaniną krzemianów wapnia, glinu, żelaza i manganu.", "Jeśli topione rudy żelaza zawierają związki mające charakter kwaśny np. \\( \\ce{SiO_2} \\), wówczas do rud żelaza jako topników używa się związków o charakterze zasadowym np. wapna palonego. Jeśli zanieczyszczenia mają charakter zasadowy, to jako topników używa się substancji o charakterze kwaśnym np. skalenie. W dolnej części pieca znajdują się dysze, za pomocą których wdmuchiwane jest powietrze, które następnie jest ogrzewane do temperatury około 1100 K. Temperatura w najgorętszych częściach wielkiego pieca dochodzi do 1900 K. Doprowadzone gorące powietrze powoduje spalanie koksu (węgla) i powstaje tlenek węgla II \\( \\ce{CO} \\), który redukując rudę żelaza utlenia się do tlenku węgla IV \\( \\ce{CO_2} \\). Tlenek węgla IV napotykając kolejną warstwę koksu ulega redukcji i powstaje tlenek węgla II \\( \\ce{CO} \\).", "Procesy utleniania i redukcji zachodzące w poszczególnych warstwach w piecu są przedstawione na Rys. 2. Redukcja tlenkowych rud żelaza rozpoczyna się w temperaturze 700 K prowadząc do powstania tlenku żelaza II, który następnie w wyższych temperaturach jest redukowany do metalicznego żelaza. Na powierzchni metalicznego żelaza powstaje warstwa żużla, która chroni go przed utlenieniem tlenem znajdującym się w wdmuchiwanym do pieca powietrzu. Metaliczne żelazo spływa na dno pieca i stąd, co pewien czas jest spuszczane.", "Surówka uzyskana w wielkim piecu nie jest czystym żelazem, ponieważ zawiera ona do 4 \\( \\% \\) węgla, do 3 \\( \\% \\) krzemu, do 6 \\( \\% \\) manganu, do 2 \\( \\% \\) fosforu oraz do 0,05 \\( \\% \\) siarki. Podczas powolnego chłodzenia surówki wydziela się węgiel w postaci grafitu, a surówka przybiera szarą barwę. Jeśli chłodzenie surówki zachodzi szybko, to węgiel reaguje z żelazem tworząc węglik \\( \\ce{Fe_3C} \\) tzw. cementyt, a surówka jest biała. Duża zawartość manganu, a mała zawartość krzemu sprzyja powstawaniu surówki białej. Surówka szara nadaje się tylko do produkcji odlewów, natomiast surówka biała poddana jest obróbce mającej na celu wytworzenie stali. Obróbka surówki białej polega na odwęglaniu surowego żelaza metodą konwerterową lub metodą Siemensa i Martina.", "Do konwertora wdmuchiwane jest powietrze, następuje reakcja węgla z tlenem znajdującym się w powietrzu, co prowadzi do usunięcia węgla z żelaza. Wdmuchiwanie powietrza powoduje również częściowe usuwanie z surówki krzemu, fosforu, manganu i węgla. W procesie konwertorowym zachodzi prawie całkowite odwęglanie żelaza, co nie jest korzystne, ponieważ żelazo zawierające bardzo małe ilości węgla jest miękkie i nie nadaje się do celów użytkowych. W takiej sytuacji do odwęglonej surówki dodaje się białą surówkę, aby wzbogacić ją w węgiel na takim poziomie, aby mogła być następnie zastosowana do dalszej przeróbki.", "W metodzie Siemensa i Martina stopiona surówka znajdująca się w komorze pieca jest pokryta warstwą żużla. W komorze nad surówką spalany jest gaz generatorowy, dzięki wprowadzeniu nadmiaru tlenu. Doprowadzone powietrze do komory pieca osiąga w nim temperaturę około 2000 K. Odwęglanie surówki następuje za pomocą żużla utlenionego przez gorące gazy. Żużel taki reaguje z węglem znajdującym się w surówce i powoduje jej odwęglenie. Żelazo można otrzymać również redukując tlenki żelaza wodorem. W zależności od temperatury, w jakiej przeprowadza się proces redukcji tlenków żelaza otrzymuje się żelazo piroforyczne samorzutnie zapalające się w powietrzu lub mniej reaktywne żelazo wstępujące w postaci gąbczastej otrzymywane w temperaturze powyżej 800 K. Żelazo można również otrzymać na drodze elektrochemicznej. Otrzymane taką metodą jest kruche ze względu obecność rozpuszczonego w nim wodoru [1].", "Ferryt jest to roztwór stały węgla w żelazie \\( {\\alpha} \\). Zawartość węgla w ferrycie nie przekracza 0,03 \\( \\% \\). Austenit jest to roztwór stały węgla w żelazie \\( {\\gamma} \\). Zakres temperatur i zawartość węgla, przy których austenit jest fazą trwałą przedstawia pole \\( {\\gamma}{-Fe} \\) (austenit) widoczne na Rys. 3. Cementyt jest to węglik żelaza \\( \\ce{Fe_3C} \\). Cementyt jest związkiem endotermicznym, który w temperaturach poniżej 1300 K ulega rozkładowi. Ledeburyt jest mieszaniną dwóch faz austenitu i cementytu. Ledeburyt nazywany jest eutektykiem. Bezpośrednio po zakrzepnięciu żelazo występuje w postaci austenitu. Zakres trwałości austenitu przedstawia obszar \\( {\\gamma}{-Fe} \\) (austenit) ( Rys. 3 ). Podczas powolnego oziębiania austenitu następuje jego przemiana w ferryt. Ponieważ w austenicie można rozpuścić znacznie większe ilości węgla niż w ferrycie, to przemianie austenitu w ferryt towarzyszy rozpad austenitu na ferryt i cementyt ( \\( \\ce{Fe_3C} \\)). Mieszanina ferrytu i cementytu jest nazywana perlitem. Przy bardzo szybkim chłodzeniu austenitu następuje przechłodzenie roztworu stałego węgla w żelazie, sieć przestrzenna austenitu ulega deformacji i powstaje nowa faza nazywana martenzytem. Martenzyt jest fazą bardzo twardą. Hartowanie stali polega na szybkim oziębianiu zakrzepłego żelaza, dzięki czemu uzyskuje się materiał twardy i o dużej wytrzymałości [2].", "Powierzchnia czystego żelaza w kontakcie z powietrzem matowieje, ponieważ na skutek reakcji żelaza z tlenem z powietrza powstaje na jego powierzchni warstwa tlenkowa (warstwa pasywna). Żelazo w kontakcie z roztworami elektrolitów ulega korozji. Produktami korozji są wodorotlenki, tlenki, węglany i inne sole. Produkty korozji zależą od właściwości środowiska, z którym żelazo ma kontakt. W wysokich temperaturach żelazo w obecności tlenu ulega utlenianiu tworząc magnetyt \\( \\ce{Fe_3O_4} \\). Magnetyt powstaje również w reakcji żelaza z parą wodną w podwyższonych temperaturach. Żelazo reaguje z kwasami mineralnymi, podczas tej reakcji następuje wydzielanie wodoru. W rozcieńczonym roztworze kwasu azotowego V powstają sole żelaza (II), a w stężonym kwasie azotowym V powstają sole żelaza (III). W silnie stężonym kwasie azotowym V, żelazo ulega pasywacji. Powstająca warstwa tlenkowa (pasywna) jest oporna na działanie kwasów nie wykazujących właściwości redukujących. Warstwa pasywna obecna na powierzchni żelaza może zostać zniszczona poprzez działanie na nią kwasem o właściwościach redukujących np. kwasem solnym (HCl).", "W związkach chemicznych żelazo występuje najczęściej na +2 lub na +3 stopniu utlenienia. W reakcji z tlenem, żelazo tworzy następujące tlenki: tlenek żelaza (II) \\( \\ce{FeO} \\), tlenek żelaza (III) \\( \\ce{Fe_2O_3} \\) oraz tlenek żelaza (II, III) \\( \\ce{Fe_3O_4} \\).", "Tlenek żelaza (II) \\( \\ce{FeO} \\) występuje w postaci czarnego proszku, który jest otrzymywany podczas wysokotemperaturowego rozkładu szczawianu żelaza (II) w atmosferze beztlenowej. Tlenek ten jest trwały w temperaturze wyższej niż 848 K.", "Tlenek żelaza (III) występuje w postaci dwóch odmian alotropowych: \\( {\\alpha} \\ce{-Fe_2O_3} \\) i \\( {\\gamma} \\ce{-Fe_2O_3} \\). Heksagonalna odmiana α nie wykazuje właściwości ferromagnetycznych, a odmiana \\( {\\gamma} \\) regularna płasko centrowana jest ferromagnetyczna.", "Właściwości ferromagnetyczne wykazuje również tlenek żelaza (II, III) \\( \\ce{Fe_3O_4} \\) nazywany magnetytem. Tlenek ten jest odporny na działanie kwasów i związków działających utleniająco. Tlenek żelaza (III) \\( \\ce{Fe_2O_3} \\), podczas spiekania w wysokich temperaturach z tlenkami innych metali, tworzy tlenki mieszane nazywane ferrytami np. \\( \\ce{LiFeO_2} \\), \\( \\ce{K_2FeO_4} \\).", "Żelazo tworzy dwa wodorotlenki: wodorotlenek żelaza (II) \\( \\ce{Fe(OH)_2} \\) i wodorotlenek żelaza (III) \\( \\ce{Fe(OH)_3} \\). Wodorotlenek żelaza (II) strąca się w postaci białego osadu, który w kontakcie z powietrzem ulega utlenieniu zmieniając barwę od białej poprzez szarozieloną, aż do czerwonobrunatnej. Wodorotlenek żelaza (III) strąca się w postaci czerwonobrunatnego osadu i wykazuje on właściwości słabo zasadowe.", "Żelazo w reakcji z siarką tworzy dwa rodzaje siarczków \\( \\ce{FeS} \\) i \\( \\ce{FeS_2} \\). Siarczek żelaza (II) powstaje jako czarny osad, krystalizuje w układzie heksagonalnym. \\( \\ce{FeS_2} \\) występuje w przyrodzie jako minerał o nazwie piryt. Tworzy on żółte kryształy o metalicznym połysku.", "Żelazo w reakcji z fluorowcami tworzy chlorki \\( \\ce{FeCl_2} \\), \\( \\ce{FeCl_3} \\), fluorki \\( \\ce{FeF_2} \\) i \\( \\ce{FeF_3} \\).", "Żelazo w reakcji z licznymi kwasami tlenowymi tworzy sole takie jak np.: siarczan żelaza (II) \\( \\ce{FeSO_4} \\), siarczan żelaza (III) \\( \\ce{Fe_2(SO_4)_3} \\), azotan żelaza (II) \\( \\ce{Fe(NO_3)_2} \\), azotan żelaza (III) \\( \\ce{Fe(NO_3)_3} \\), węglan żelaza (II) \\( \\ce{FeCO_3} \\). Ponadto pierwiastek ten może tworzyć liczne związki kompleksowe, w których żelazo może występować nawet na ujemnych stopniach utlenienia." ]

[]