Category Bez kategorii

Zmiana objętości lub ogólnego ciśnienia mieszaniny reagującej wywiera na ogół wpływ na stan równowagi chemicznej. Weźmy np. układ gazowy złożony z wodoru, tlenu i pary wodnej w stanie równowagi w stałej temperaturze. Pomiędzy stężeniami poszczególnych gazów ustali się stosunek wyrażony równaniem (V,6). Jeśli zmniejszy się «-krotnie ogólną objętość mieszaniny, ciśnienie cząstkowe, a więc i stężenie każdego składnika wzrośnie n-krotnie. Licznik równania (V,6) zwiększy się n2 razy, mianownik zaś — n:l razy. Wartość całego ułamka po lewej stronie nie będzie już równa K, lecz będzie n razy mniejsza. Znaczy to, że stan równowagi zostanie naruszony. Dla jego przywrócenia pewna ilość wodoru i tlenu musi połączyć się w parę wodną, wskutek czego wzrośnie licznik, a zmniejszy się mianownik ilorazu stężeń. Przesunięcie stanu równowagi wskutek wzrostu ciśnienia nastąpiło w kierunku zmniejszenia ogólnej liczby cząsteczek gazowych (z dwóch cząsteczek H2 i jednej Oa powstają dwie cząsteczki H20).

Ujmowanie wartościowości jonowych jako sił elektrostatycznych działających pomiędzy jonami pozwala przedstawić w sposób poglądowy zależność charakteru chemicznego tlenków i wodorotlenków od położenia pierwiastka w układzie okresowym. Porównajmy wodorotlenki pierwiastków tworzących jeden szereg poziomy, np. szereg trzeci. W myśl teorii Kossela wodorotlenki te są zbudowane z dodatniego jonu centralnego o liczbie ładunków elementarnych równej numerowi grupy, do której dany pierwiastek należy, oraz z takiej liczby dwuujemnych jonów tlenu i jednododatnich wodoru, że ogólna suma wszystkich ładunków jest równa zeru. Wodorotlenek sodowy składa się więc z jednododatnich jonów Na+ i H+ oraz jednego dwuujemnego jonu O–. Wobec mniejszych wymiarów jonu jest on silniej przyciągany przez anion tlenowy niż jon Na” po wprowadzeniu do ośrodka o dużej stałej dielektrycznej ten ostatni ulega wskutek tego łatwiej odszczepieniu, grupa zaś OH tworzy jako całość jon jednoujemny. W wodorotlenkach pierwiastków następujących po sodzie: Mg, Al, Si … promień jonu centralnego jest coraz mniejszy, a ładunek jego — coraz większy. Powoduje to coraz silniejsze przyciąganie pomiędzy tym jonem a jonami tlenowymi. Równocześnie ujawniają się coraz bardziej siły odpychające pomiędzy jednoimiennymi ładunkami jonu centralnego i jonów H+. Innymi słowy, każdy następny wodorotlenek ma coraz słabiej zaznaczony charakter zasadowy, a coraz silniej — kwasowy, aż wreszcie w grupie VII dochodzi się do kwasu nadchlorowego HCIO/, należącego do kwasów najmocniejszych. Jak to będzie wykazane niżej, takie pojmowanie budowy kwasów tlenowych nie może być przyjęte bez zastrzeżeń.

Począwszy od Pa, rozmieszczenie elektronów pomiędzy poziomy 5f i 6d nłeznpełme pewne- każdej orbitali odpowiada pole jednego kwadratu, a strzałki skierowane przeciwko sobie oznaczają elektrony o przeciwnych kierunkach spinu. W atomie neonu zostaje zakończona rozbudowa drugiego poziomu, mieszczącego na obu swych podpoziomach łącznie 8 elektronów (ls22s2p6).

Skoro jednakowe objętości różnych gazów zawierają tę samą liczbę cząsteczek, to stosunek mas jednakowych objętości dwóch gazów równy jest stosunkowi ciężarów cząsteczkowych. Porównując masę jednego litra (czyli gęstość d) gazu o nieznanym ciężarze cząsteczkowym M z gęstością do gazu, którego ciężar cząsteczkowy jest znany (np. wodoru, M0 = 2), można ten nieznany ciężar cząsteczkowy obliczyć z proporcji:

Oznaczanie ciężaru cząsteczkowego substancji w stanie gazowym sprowadza się więc do pomiaru jej gęstości względem gazu o znanym ciężarze cząsteczkowym.

Oczywiste jest, że liczba cząsteczek zawartych w jednej gramo- cząsteczce jakiejkolwiek substancji (lub też liczba atomów w jednym gramoatomie), tzw...

Elementy mogą przechodzić jeden w drugi, jeśli mają jedną cechę wspólną. Tak np. woda może być zamieniona w powietrze lub ziemię, lecz nie w ogień, który stanowi całkowite jej przeciwieństwo.

Cząsteczki przedstawiają najmniejsze ilości substancji, w których – zachowuje ona swoje cechy indywidualne. Stanowią one elementy budowy zarówno substancji stałych, jak cieczy i gazów. Własności substancji w różnych stanach skupienia uwarunkowane są z jednej strony siłami działającymi między cząsteczkami, z drugiej zaś — nieustannym ruchem cząsteczek o tym większej energii, im wyższa jest temperatura.

Pewne grupy atomów, wchodzące w skład cząsteczek (tzw. rodniki), jak grupa amonowa NH4, wodorotlenowa OH, grupa SO4 i inne reszty kwasowe, przechodzą podczas reakcji chemicznych jako całość z jednych cząsteczek do drugich. Wynika stąd, że wiąż międzyatomowa wewnątrz takiej grupy jest ściślejsza niż połączenie całej grupy z resztą cząsteczki. Cząsteczka chemiczna nie przedstawia więc bezładnego skupiska atomów, są one połączone w niej w pewnym porządku. Słowem, cząsteczka ma swoją budową wewnętrzną.

Efekt cieplny przemiany chemicznej może być również zaznaczony w jej równaniu. Pisze się go zwykle po prawej stronie ze znakiem plus dla reakcji egzotermicznej, ze znakiem minus dla endotermicznej. Otrzymane w ten sposób równania termochemiczne dla niektórych spośród wyżej wymienionych reakcji spalania przedstawiają się następująco:

W latach następnych różni badacze, wśród nich przede wszystkim Fermi i jego współpracownicy, przez bombardowanie różnych pierwiastków helionami, protonami, deuteronami i neutronami otrzymali ponad 1000 sztucznych rodzajów atomów, będących izotopami znanych pierwiastków. Dalej podano typowe przykłady takich przemian jądrowych:

Tak np. około roku 1816 Ddbereiner zwrócił uwagę aa istnienie trójpier- wiastkowych grup O podobnych własnościach, charakteryzujących się tym, że ciężar atomowy środkowego pierwiastka z trójki jest prawie dokładnie równy średniej arytmetycznej ciężarów atomowych dwu pozostałych. Taką „triadę” tworzą np. podług Dóbereinera metale wapń, stront i bar. Ciężar atomowy strontu (87,63) jest zbliżony do średniej arytmetycznej ciężarów atomowych wapnia i baru: (40,08 + 137,36) : 2=88,72. Drugi przykład stanowią pierwiastki chlor, brom i jod, dla których odpowiednie liczby wynoszą: 70,916 i (35,46+126,91) : 2 = 81,18. Inne triady obejmują pierwiastki o pokrewnych własnościach i zbliżonych ciężarach atomowych, jak np. żelazo (55,85), nikiel (58,71) i kobalt (58,94). Bynajmniej jednak nie wszystkie pierwiastki dały się zgrupować w takie „triady”.

Gazy mogą być pobudzone do świecenia również przez przepuszczanie wyładowań elektrycznych pod niskimi ciśnieniami. Jak to po raz pierwszy stwierdzili Kirchhoff i Bunsen (1860), położenie poszczególnych prążków w widmie emisyjnym gazów i par jest charakterystyczne dla każdego pierwiastka i niezależne od warunków doświadczenia (ciśnienie, temperatura, napięcie prądu) ani od rodzaju związku chemicznego, w skład którego pierwiastek wchodzi. Tak np. wszystkie związki sodu, ogrzane w stanie pary do temperatury .świecenia, dają w żółtej części widma dwa bardzo blisko siebie położone prążki, odpowiadające długościom fali 5890 A i 5896 A. Można wobec tego odwrotnie na podstawie występowania prążków' charakterystycznych dla tego czy innego pierwiastka w widmie emisyjnym wnioskować o jego obecności w badanej substancji. Badanie widma emisyjnego gazów' i par może więc być zastosowane do celów analizy chemicznej. Ta metoda „analizy widmowej” jest bardzo wygodna w wykonaniu i czułością swoją przewyższa wszystkie dawniej stosowane metody chemii analitycznej. Drogą analizy widmowej można np. wykryć obecność sodu jeszcze w ilości 1/3 000 000 mg, wapnia w ilości 1/100 000 mg itp. W nowszych czasach stosuje się też metody spektralne w analizie ilościowej.

Poglądy Paracelsa wywarły duży wpływ na dalszy rozwój chemii. Do zwolenników jego zaliczani są najwybitniejsi chemicy następnego okresu (XVI— —XVII w.), jak Sala, Glauber, a przede wszystkim van Helmont (1577— —1644), który zasługuje na szczególną uwagę dzięki swoim pionierskim pracom z gazami, m, in, z dwutlenkiem węgla („gaz leśny”). On właśnie, nawiasem mówiąc, jest autorem wyrazu „gaz”. W badaniach swoich van Helmont posługiwał się wagą. W dziełach jego spotyka się też wzmianki świadczące, że nie obca mu była myśl o niezniszczalności materii.

W przeciwieństwie do elektrolitów słabych elektrolity mocne nie stosują się do równania Ostwalda. Wartość K obliczona z tego równania z pomocą doświadczalnie znalezionych wartości « zmienia się w sposób ciągły ze zmianą stężenia, i to tym bardziej, im wyższe są ładunki jonów, powstających z dysocjacji elektrolitu. Odchylenia od prawa Ostwalda, dosyć znaczne już dla elektrolitów złożonych z dwu jonów jednowartościowych (np. NaCl), są dużo większe np. dla MgSOj, a jeszcze większe dla LaCl3- Teoria Arrheniusa nie jest w stanie wyjaśnić przyczyny tych odchyleń i wobec tego nie daje się zastosować bez zastrzeżeń do elektrolitów mocnych.

Pod nazwą roztworów rozumie się zazwyczaj jednolite mieszaniny ciekle, w których jeden ze składników przeważa ilościowo nad pozostałymi. Ten przeważający składnik nazywa się rozpuszczalnikiem, pozostałe zaś — substancjami rozpuszczonymi.