Masa atomowa i cząsteczkowa

Bezwzględne masy atomów uczestniczących w reakcjach chemicznych wyrażone bardzo małymi liczbami nie są rozpatrywane ze względów praktycznych. W to miejsce stosuje się wielkości będące względnymi masami atomowymi, odniesionymi do jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 masy atomu izotopu węgla ^12C. 1u = 1,66057 * 10^-27 kg Zatem względną masę atomową pierwiastka definiuje się jako liczbę określającą ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej "u", stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu ^12C. Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu ^24Mg A(^24Mg) = 4 * 10^-26 kg : 1,66057 * 10^-27 kg = 24 Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą oczywiście krotność występujących w niej atomów.

Mol

Miarą liczebności materii jest mol, czyli ilość substancji, która zawiera taką liczbę atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12 g węgla ^12C. Ilość ta wynosi: 1 mol = 6,023 * 10^23 jednostek Nosi ona nazwę liczby Avogadra i jest oznaczana literą Na.

Masa molowa

Masą jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażoną w gramach nazywa się masą molową danej substancji. Jest ona oznaczana dużą literą M. Jednostka : kg * mol^-1 lub g * mol^-1 Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /Na/ Na = 6,023 * 10^23 Istnieje zależność M = Na * m Gdzie: M - oznacza masę molową, a m bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej. Wartość liczbowa masy molowej w g x mol^-1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku albo wartości liczbowej względnej masy cząsteczkowej wynikającej ze wzoru sumarycznego związku chemicznego. {M} = {A}

Prawo Avogadra

Prawo Avogadra określa, że jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek. A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm^3 tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,02 * 10^23 cząsteczek lub atomów.

Prawo zachowania masy

Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem

E = mc²

Gdzie: E - energia, m - masa , c - prędkość światła.

Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw, a to:

• Prawa zachowania energii określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

• Prawa zachowania masy wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

należy obecnie w świetle równoważności masy i energii, mówić o prawie zachowania materii.

Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem

/E_j + m_jc²/ = const

gdzie: E_j - energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m_j - masy składające się na układ substancji.

Prawo stosunków stałych

W przeciwieństwie do mieszanin fizycznych, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chemiczne przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

Tablica 1

Stałe stosunki wagowe pierwiastków w związkach

Lp.	Związek chemiczny	Wzór cząsteczkowy	Stosunek wagowy pierwiastków
1.	Woda	H2O	H : O = 1 : 8
2.	Amoniak	NH3	H : N = 1 : 4,66
3.	Metan	CH4	H : C = 0,333 : 1
4.	Acetylen	C2H2	H : C = 0,084 : 1

Sformułowane przez Prousta /1799/ prawo stosunków stałych wyraża, że każdy związek chemiczny ma stały i charakterystyczny skład ilościowy.
Przykłady liczbowe stałych stosunków wagowych pierwiastków niektórych związków chemicznych podano w tablicy 1.

Prawo stosunków wielokrotnych

Jeżeli dwa pierwiastki mogą tworzyć kilka związków chemicznych, to obowiązuje dalsza zależność ich składów ilościowych wyrażona prawem stosunków wielokrotnych /Dalton 1804/:
jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadającą na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Na przykład wodór i tlen tworzą dwa związki: H₂O i H₂O₂. Z taką samą ilością wagową wodoru, wynoszącą 2,016 g w jednym z tych związków związane jest 16 g tlenu, a w drugim 32 g tlenu. Wzajemny stsounek wagowy ilości tlenu związanego w związkach z taką samą ilością wagową wodoru wyraża się liczbami 1 : 2.

Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

W poszczególnych tlenkach azotu na 14 g azotu przypada odpowiednio: 8, 16, 24, 32, 40 g tlenu. Wzajemny stosunek ilości wagowych tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5

Prawo stosunków objętościowych

Jeżeli reagujące ze sobą substancje znajdują się w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo to, zwane prawem prostych stosunków objętościowych, zostało sformułowane przez Gay-Lussaca /1808/. Jest ono prostą konsekwencją prawa Avogadra, według którego jednakowe objętości wszystkich gazów, mierzone w tych samych warunkach fizycznych, zawierają jednakową liczbę cząsteczek.

Jeżeli na przykład w dwóch jednakowych objętościach znajduje się po 6,023 x 10²³ cząsteczek wodoru H₂ i chloru Cl₂, to w reakcji między nimi

1 objętość wodoru H₂ + 1 objętość chloru Cl₂ ----> 2 objętości chlorowodoru 2HCl

tworzy się chlorowodór w ilości 2 x 6,023 x10²³ cząsteczek, gdyż z każdej cząsteczki H₂ oraz Cl₂ powstają dwie cząsteczki chlorowodoru.
Z prawa Avogadra wynika jeszcze jeden istotny wniosek:
ilości molowe jakichkolwiek substancji w stanie gazowym zajmują w tych samych warunkach fizycznych jednakowe objętości. Obliczono, że jeden mol jakiegokolwiek gazu zajmuje w warunkach normalnych / tmp. 0^oC, cisnienie 1013 hPa/ objętość 22,4 dm³. Objętość ta nazywa się objętością molową.

Wartościowość

Wiemy już, że pierwiastki łączą sie ze sobą tworząc związek chemiczny, którego najmniejszą częścią jest cząsteczka. I tu pojawia się pytanie, czy pierwiastki mogą łączyć się ze sobą w dowolny sposób i od czego to zależy

Otóż dowiedziono, że pierwiastki łączą się ze sobą w określonym porządku i określonych stosunkach ilościowych. Przykładem woda o wzorze chemicznym H₂O z którego wynika, że zawsze w cząsteczce wody na jeden atom tlenu przypadają dwa atomy wodoru.
Podobnie mamy do czynienia wśród innych związków chemicznych. Dlatego chemicy wprowadzili pojęcie wartościowości pierwiastka - patrz definicja niżej.

Wartościowość pierwiastka określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząstczce na jeden atom danego pierwiastka. Przyjęto, że wodór w związkach jest zawsze jednowartościowy, tlen - dwuwarościowy. Wartościowość - liczba niemianowana - może przyjmować wartości całkowite od 1 do 8. Wartościowość oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie po symbolu pierwiastka np. Cl(I), Fe(III), C(IV) Zapamiętaj, że pojęcie wartościowości odnosi się tylko do pierwiastka w związkach chemicznych. Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową

Od czego zależy wartościowość pierwiastka w związkach

Otóz okazało się, że wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych.

Na przykład;

• siarka (konfiguracja (2, 8, 6) - sześć elektronów walencyjnych) jest dwuwartościowa w związku z wodorem, cztero- lub sześciowartościowa w związkach chemicznych z tlenem

• chlor (konfiguracja (2, 8, 7) - siedem elektronów walencyjnych) jest jednowartościowy w związku chemicznym z wodorem (HCl), ale z tlenem siedmiowartościowy

• węgiel (konfiguracja (2, 4) - cztery elektrony walencyjne) bywa czterowartościowy w związkach z tlenem i wodorem (CO₂, CH₄) i dwuwartościwowy z tlenem (CO)

Do czego wykorzystamy wartościwość?

Zastosowania:

• w nazewnictwie związków chemicznych (tlenek siarki(IV), tlenek siarki(VI))

• rysowaniu kreskowych wzorów chemicznych

Ustalanie wartościowości pierwiastków w związkach chemicznych

Wartościowość innych pierwiastków w związkach chemicznych ustala się na podstawie;

• znanej wartościowości tlenu i wodoru wykonując odpowiednie obliczenia

• informacji odczytanych z układu okresowego pierwiastków

Przykład: Zaznaczyć wartościowość pierwiastków w następujących związkach chemicznych; K₂O, CaO, Cl₂O₇

• Rozwiązanie

• K₂O - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na dwa atomy potasu, wobec tego potas jest pierwiastkiem jednowartościowym K₂^IO^II
  lub 2 * x = II gdzie: x - wartościowość potasu, po rozwiązaniu równania x = I

• CaO - tlen jest dwuwartościowy, a więc dwie wartościowości przypadają na atom wapnia, wobec tego wapń jest również dwuwartościowy

• Cl₂O₇ - siedem atomów dwuwartościowych tlenu wnosi w cząsteczkę 14 wartościowości, które przypadają na 2 atomy chloru, przeto chlor jest siedmiowartościowy
  lub 2 * x = 7 * II gdzie : x wartościowość chloru, po rozwiązaniu równania x = VII

Obecnie uważa się, że pojęcie wartościowości jest terminem historycznym. W to miejsce wprowadzono pojęcie stopnia utlenienia.

Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych. Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania I, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -I. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. Więcej o sposobie obliczania stopni utlenienia w rozdziale IX.

Stopień utlenienia oznacza się cyfrą rzymską jako indeks górny przy symbolu pierwiastka np. H^ICl^-I, Al2^IIIS3^-II, C^IVO2^-II

Rodzaje wzorów chemicznych

Wzór chemiczny jest to przedstawienie za pomocą symboli pierwiastków, symbolu chemicznego związku chemicznego albo części związku chemicznego.
Mamy następujące rodzaje wzorów chemicznych;

• wzór elementarny (empiryczny)

• wzór rzeczywisty (sumaryczny)

• wzór strukturalny

• uroszczony wzor strukturalny

• kreskowy wzór wartościowości (elektronowy)

Wzór elementarny (empiryczny)

Ten rodzaj wzoru informuje nas o rodzaju pierwiastków z jakich zbudowana jewst cząsteczka oraz o wzajemnym ilościowym stosunku liczby atomow albo jonów w związku chemicznym.
Przykład: H₂SO₄. Z tego wzoru możemy odczytać, że jedna cząsteczka kwasu siarkowego(VI) składa się z dwóch atomów wodoru, jednego atomu siarki i czterech atomów tlenu.

Wzór rzeczywisty (sumaryczny)

Ten rodzaj wzoru informuje nas o rzeczywistym składzie związku chemicznego wraz z liczbą atomów uczestniczących w budowie cząsteczki albo jonu.
Przykładem jest tlenek fosforu(V), dla którego wzór rzeczywisty piszemy jako P₄O₁₀. Wzór elementarny dla tego tlenku piszemy jako P₂O₅.
W większości wzory rzeczywiste odpowiadają wzorom elementarnym.

Wzór strukturalny

Wzór strukturalny podaje sposób wzajemnego powiązania atomów w cząsteczce związku chemicznego. Kreska przy symbolu pierwiastka wyraża jedną (I) wartościowość, dwie kreski odpowiadają wartościowości (II), itd. Oprócz tego każda pojedyńcza kreska przedstawia jedną parę elektronową

Z definicji wynika, że w celu napisania wzoru strukturalnego należy znać wartościowość wszystkich pierwiastków wchodząccych w skład cząsteczki związku chemicznego.

Zasady kreślenia wzorów strukturalnych

W celu opisania cząsteczki związku za pomocą wzoru strukturalnego należy kreskę (lub kreski) odpowiadającą wartościowości atomu łączyć z kreską (wartościowością) drugiego atomu tak, aby żadna kreska (wartościowość) nie pozostała w cząsteczce wolna.

Oto kilka przykładów wzorów strukturalnych cząsteczek składających się z następująch pierwiastków (w nawiasie podano wartościowości pierwiastka w związku).

H(I) i O(II), H(I) i Cl(I), C(IV) i O(II), N(II) i O(II), Al(III) i O(II)

Należy wiedzieć, że narysowane wzory strukturalne nie oddają faktycznej struktury cząsteczki związku chemicznego, ponieważ brakuje tutaj informacji o kierunkach (kątach) połączeń.
Wzory strukturalne wykorzystuje się między innymi do opracowania modeli przestrzennych cząsteczek. Przykłady niżej

Cząsteczka wody - H₂O

Cząsteczka amoniaku - NH₃

Cząsteczka metanu - CH₄ (jest w gazie ziemnym)

Uproszczony wzór strukturalny (półstrukturalny)

Jest wzór strukturalny, w krórym określone grupy atomów wchodzących w skład cząsteczki zgrupowane są bez ukazywania zawartych w nich wiązań.

Kreskowy wzór wartościowości (wzór elektronowy, wzory Lewisa)

Jest to wzór strukturalny związku chemicznego, w którym przedstawione są elektrony powłoki zewnętrznej, nie uczestniczące w wiązaniach chemicznych.

Pierwszy koncepcję przedstawiania wiązań chemicznych z wykorzystaniem elektronów walencyjnych przedstawił chemik amerykański G.N.Lewis. Podstawowym założeniem tej teorii jest twierdzenie, że powstawanie wiązania między atomami polega na uwspólnianiu elektronów. I tak wg Lewisa, wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami jest wynikiem uwspólnienia przez te atomy pary elektronów.
Przyjmuje się, że taka para wiążących elektronów jest zlokalizowana miedzy dwoma atomami, a wiązanie przedstawia się jako kreskę łączącą atomy. Elektrony nie uwspólnione są zlokalizowane jako wolne pary elektronowe na jednym lub drugim atomie (atomach) w cząsteczce. Strukturę elektronową całej cząsteczki przedstawia sie jako sumę wszystkich wiążących i wolnych par elektronowych. Opierając się na tym, można przedstawić strukturę elektronową cząsteczki w postaci tzw. wzoru Lewisa.

---