John T. Moore

Chemia dla bystrzaków

Wydanie II

Tytuł oryginału: Chemistry For Dummies®, 2 edition

Tłumaczenie: Joanna Sugiero

ISBN: ePub: 978-83-283-0146-7, Mobi: 978-83-283-0147-4

Original English language edition Copyright © 2011 by Wiley Publishing, Inc., Indianapolis, Indiana.

All rights reserved including the right of reproduction in whole or in part in any form.

This translation published by arrangement with Wiley Publishing, Inc.

Oryginalne angielskie wydanie © 2011 by Wiley Publishing, Inc., Indianapolis, Indiana.

Wszelkie prawa, włączając prawo do reprodukcji całości lub części w jakiejkolwiek formie, zarezerwowane. 

Tłumaczenie opublikowane na mocy porozumienia z Wiley Publishing, Inc.

Translation copyright © 2015 by Helion S.A.

Wiley, the Wiley Publishing logo, For Dummies, the Dummies Man logo, A Reference for the Rest of Us!, The Dummies Way, Dummies Daily, The Fun and Easy Way, Dummies.com, Making Everything Easier and related trade dress are trademarks or registered trademarks of John Wiley and Sons, Inc. and/or its affiliates in the United States and/or other countries. Used under license.

Wiley, the Wiley Publishing logo, For Dummies, the Dummies Man logo, A Reference for the Rest of Us!, The Dummies Way, Dummies Daily, The Fun and Easy Way, Dummies.com, Making Everything Easier i związana z tym szata graficzna są markami handlowymi John Wiley and Sons, Inc. i/lub firm stowarzyszonych w Stanach Zjednoczonych i/lub innych krajach. Wykorzystywane na podstawie licencji.

Polish language edition published by Helion S.A.

Copyright © 2015.

Wszystkie znaki występujące w tekście są zastrzeżonymi znakami firmowymi bądź towarowymi ich właścicieli.

Autor oraz Wydawnictwo HELION dołożyli wszelkich starań, by zawarte w tej książce informacje były kompletne i rzetelne. Nie biorą jednak żadnej odpowiedzialności ani za ich wykorzystanie, ani za związane z tym ewentualne naruszenie praw patentowych lub autorskich. Autor oraz Wydawnictwo HELION nie ponoszą również żadnej odpowiedzialności za ewentualne szkody wynikłe z wykorzystania informacji zawartych w książce.

Wydawnictwo HELION

ul. Kościuszki 1c, 44-100 GLIWICE

tel. 32 231 22 19, 32 230 98 63

e-mail: dlabystrzakow@dlabystrzakow.pl

WWW:  http://dlabystrzakow.pl (księgarnia internetowa, katalog książek)

Drogi Czytelniku!

Jeżeli chcesz ocenić tę książkę, zajrzyj pod adres

http://dlabystrzakow.pl/user/opinie/chemb2

Możesz tam wpisać swoje uwagi, spostrzeżenia, recenzję.

Poleć książkę

Kup w wersji papierowej

Oceń książkę

Księgarnia internetowa

Lubię to! » nasza społeczność

Ta książka jest zadedykowana obecnym, byłym i przyszłym uczniom, którzy polubili lub polubią chemię tak bardzo jak ja. Być może nigdy nie zostaniecie zawodowymi chemikami, ale mam nadzieję, że na długo zapamiętacie dreszcz, jaki Wam towarzyszył podczas przeprowadzania eksperymentów, i przekażecie tę pasję swoim dzieciom. Ta książka jest dedykowana również mojej rodzinie: żonie Robin, która zachęciła mnie do tej pracy i dzielnie znosiła moje wahania nastrojów, gdy zbliżał się termin oddania książki; moim dwóm synom, Jasonowi i Matthew; żonie Jasona, Sarze; i dwóm najwspanialszym wnukom na świecie, Zane’owi i Sadie.

Podziękowania od wydawcy oryginału

Jesteśmy dumni z tej książki. Prosimy o przesyłanie wszystkich uwag za pomocą formularza internetowego serii Dummies, który znajduje się pod adresem http://dummies.custhelp.com.

W wydaniu tej książki pomogli nam między innymi:

Acquisitions, Editorial, and Media Development

Senior Project Editor: Chad R. Sievers (poprzednie wydanie: Tim Gallan)

Acquisitions Editor: Lindsay Lefevere (poprzednie wydanie: Greg Tubach, Kathy Cox)

Copy Editor: Caitie Copple (poprzednie wydanie: Greg Pearson, Sandy Blackthorn)

Assistant Editor: David Lutton

Technical Editors: Michael R. Mueller, PhD, and Todd Crabill, MA

Editorial Manager: Michelle Hacker

Editorial Assistant: Rachelle Amick

Art Coordinator: Alicia B. South

Cover Photos: @istockphoto/jut13

Cartoons: Rich Tennant (www.the5thwave.com)

Composition Services

Project Coordinator: Sheree Montgomery

Layout and Graphics: Corrie Socolovitch, Christin Swinford

Proofreaders: Laura Albert, Laura Bowman

Indexer: BIM Indexing & Proofreading Services

Publishing and Editorial for Consumer Dummies

Diane Graves Steele, Vice President and Publisher, Consumer Dummies

Kristin Ferguson-Wagstaffe, Product Development Director, Consumer Dummies

Ensley Eikenburg, Associate Publisher, Travel

Kelly Regan, Editorial Director, Travel

Publishing for Technology Dummies

Andy Cummings, Vice President and Publisher, Dummies Technology/General User

Composition Services

Debbie Stailey, Director of Composition Services

Wstęp

Pokonałeś już pierwszą przeszkodę na drodze do lepszego zrozumienia chemii, gdy wziąłeś do ręki książkę Chemia dla bystrzaków. Wyobrażam sobie, jak ludzie w księgarni przyglądają się tej książce, i na widok słowa „chemia” szybko przechodzą dalej, jakby książka była pokryta niebezpiecznymi zarazkami.

Nie potrafię już zliczyć, ile razy mi się zdarzyło, że podczas luźnej rozmowy z kimś nowo poznanym na wakacjach, musiałem odpowiedzieć na nieszczęsne pytanie: „Czym się pan zajmuje?”.

— Jestem wykładowcą — odpowiadam wtedy.

— Naprawdę? A co pan wykłada?

Wtedy cały się spinam, zaciskam zęby i najmilej, jak potrafię, cedzę słowo:

— Chemię.

Wtedy widzę na twarzy rozmówcy „tę minę”, po czym zazwyczaj padają słowa:

— Och, zawsze miałam kiepskie oceny z chemii. Była dla mnie za trudna.

Albo:

— Musi pan być bardzo mądry, skoro uczy pan innych chemii.

Albo:

— Żegnam!

Gdybym wciąż szukał partnerki, słowa: „Cześć, uczę chemii” z pewnością nie byłyby dobrym tekstem na podryw!

Myślę, że wiele osób czuje się podobnie. Uważają, że chemia jest zbyt abstrakcyjna, matematyczna i oderwana od rzeczywistości. W naszym codziennym życiu jednak wciąż mamy z nią do czynienia.

Być może robiłeś kiedyś w szkole eksperyment z sodą oczyszczoną i octem — to właśnie była chemia. A czy w życiu dorosłym zdarza Ci się sprzątać, gotować albo używać zmywacza do paznokci? To wszystko również jest chemia. Nigdy nie miałem zestawu małego chemika, ale zawsze uwielbiałem naukę. Mój nauczyciel chemii w liceum był świetnym biologiem, ale słabo znał się na chemii. Gdy zapisałem się na kurs chemii w college’u, to laboratoria mnie pochłonęły. Uwielbiałem oglądać kolory ciał stałych wytrącających się z roztworów. Uwielbiałem syntezę, czyli tworzenie nowych związków. Idea stworzenia czegoś, czego nikt nigdy wcześniej nie stworzył, zafascynowała mnie. Chciałem zatrudnić się w firmie chemicznej i prowadzić tam badania, ale wtedy odkryłem swoją drugą miłość: nauczanie.

Chemia jest czasami nazywana (głównie przez samych chemików) nauką środka, ponieważ jeśli ktoś chce dobrze poznać zagadnienia z dziedziny biologii, geologii albo nawet fizyki, musi najpierw dobrze zrozumieć chemię. Żyjemy w chemicznym świecie i mam nadzieję, że odkrywanie jego chemicznej natury będzie dla Ciebie przyjemne, a słowo „chemia” przestanie Cię wreszcie przerażać.

O książce

Ta książka nie zrobi z Ciebie magistra chemii. Chcę po prostu przedstawić Ci w zrozumiały sposób pewne zagadnienia z dziedziny chemii, które są często omawiane w szkole średniej lub na studiach. Możesz odwoływać się do tej książki, traktując ją jako materiał uzupełniający do swoich podręczników i notatek.

Obserwowanie ludzi grających w tenisa — bez względu na to, z jaką uwagą będziesz to robić i ile czasu na to poświęcisz — nie uczyni z Ciebie mistrza tego sportu. Musisz sam trenować. Ta zasada dotyczy również chemii. To nie jest sport dla obserwatorów. Gdy uczysz się chemii, musisz stosować nowo poznaną wiedzę w praktyce i samodzielnie rozwiązywać różne problemy. Pokażę Ci, jak rozwiązywać niektóre zadania — na przykład te, które wykorzystują prawa gazowe — a Ty postaraj się rozwiązać wszystkie zadania, które są w Twoim podręczniku. To wymaga pracy, przyznaję, ale może być naprawdę przyjemne.

Pracując nad drugim wydaniem Chemii dla bystrzaków, zastanawiałem się, co chcę zamieścić w tej książce. Kiedy wyszło pierwsze wydanie Chemii dla bystrzaków, dostałem e-maile od ludzi z całego świata, którzy chcieli mi podziękować za tę książkę albo zadać jakieś pytanie. Wszystkie te listy sprawiły mi ogromną radość. Analizując jednak uwagi moich czytelników, uświadomiłem sobie, że w pierwszym wydaniu zabrakło niektórych informacji na temat obliczeń, a także kilku innych zagadnień poruszanych w szkole średniej lub na studiach. Dlatego w drugim wydaniu zamieściłem te obliczenia i dodałem kilka tematów, które są omawiane w szkole średniej i na studiach na pierwszym semestrze chemii ogólnej. Ogólnie rzecz biorąc, drugie wydanie tej książki bardziej się przyda osobom uczącym się chemii.

Naiwne założenia

Nie wiem, dlaczego kupiłeś tę książkę (albo dopiero ją kupisz; jeśli w tej chwili stoisz w księgarni i jeszcze jej nie kupiłeś, weź od razu dwa egzemplarze — jeden dla siebie, a drugi na prezent). Zakładam jednak, że uczysz się chemii (może ją powtarzasz) lub dopiero będziesz się jej uczył. Zakładam również, że nie masz większych problemów z arytmetyką i wystarczająco dobrze znasz algebrę, żeby umieć rozwiązać równanie z jedną niewiadomą. No i zakładam, że masz kalkulator, który umie obliczać potęgi i logarytmy.

A jeśli kupiłeś tę książkę po prostu po to, żeby poczuć dreszcz towarzyszący odkrywaniu nowych rzeczy — nie mając w planach żadnych zajęć z chemii — to gorąco Ci kibicuję i mam nadzieję, że ta przygoda Ci się spodoba. Nie bój się pomijać tematów, które Cię nie interesują. Nie musisz się obawiać żadnych egzaminów i możesz w pełni cieszyć się poszerzaniem wiedzy o zupełnie nowe i nieznane dotąd zagadnienia.

Czego nie czytać

Wiem, że jesteś bardzo zajęty i chcesz jak najszybciej znaleźć odpowiedzi na dręczące Cię pytania. I chociaż chciałbym, abyś przeczytał każde słowo, które tutaj napisałem, rozumiem, że możesz nie mieć na to czasu. Dlatego ograniczyłem się do samych najważniejszych kwestii. Zamieściłem jednak kilka ramek. Znajdziesz w nich ciekawe informacje (przynajmniej z mojego punktu widzenia), które nie są niezbędne do zrozumienia omawianych tematów, więc możesz spokojnie je pominąć. To jest Twoja książka, więc używaj jej tak, jak chcesz.

Pewne akapity oznaczyłem ikoną „Sprawy techniczne”. Znajdziesz w nich informacje wykraczające poza podstawową wiedzę, które mogą Cię zainteresować. Są to przydatne lub ciekawe szczegóły dotyczące omawianego zagadnienia. Jeżeli interesują Cię tylko fakty, możesz pominąć te akapity.

Jak podzielona jest książka

Treść tej książki została uporządkowana w logiczny sposób, od podstawowych zagadnień do tych bardziej skomplikowanych. To jednak nie oznacza, że musisz przeczytać wszystkie rozdziały dokładnie w takiej kolejności, w jakiej zostały zestawione. Każdy rozdział stanowi omówienie jednego, konkretnego tematu, dlatego możesz spokojnie omijać te, które Cię nie interesują. Czasami jednak, aby lepiej zrozumieć omawiane zagadnienie, warto wrócić do poprzednich rozdziałów i przynajmniej pobieżnie je przejrzeć. Aby łatwiej odnaleźć odpowiednie fragmenty, szukaj odwołania „W rozdziale X znajdziesz więcej informacji na ten temat”.

Ponieważ najbardziej przemawiają do mnie konkretne przykłady, zamieściłem w tej książce wiele ilustracji i obliczeń, które bardzo pomagają w zrozumieniu różnych zagadnień z dziedziny chemii. Natomiast żeby pomóc Ci w matematycznych obliczeniach, rozbiłem poszczególne problemy na punkty, dzięki czemu łatwiej będzie Ci śledzić mój tok rozumowania.

Tematy, które omówiłem w tej książce, uporządkowałem na zasadzie logicznego postępu — mniej więcej tak samo jak na moich kursach dla studentów nauk ścisłych (i nie tylko). Oto krótkie omówienie zagadnień, które zostaną przedstawione w książce.

Część I. Podstawowe pojęcia chemiczne

W tej części przedstawię Ci najbardziej podstawowe zagadnienia z dziedziny chemii. Podam Ci definicję chemii i opiszę jej miejsce wśród innych nauk (oczywiście — w samym środku). Oprowadzę Cię po chemicznym świecie i wyjaśnię, dlaczego chemia powinna być dla Ciebie ważna. Poświęcę również cały rozdział (rozdział 2.) na obliczenia chemiczne. Nauczę Cię zamieniać jednostki, a także zapoznam Cię z metrycznym systemem miar (układem SI). Pokażę Ci trzy stany skupienia materii i dowiesz się, jak wygląda przejście z jednego stanu do drugiego — i jakie zmiany energii to powoduje.

Oprócz opisywania makroskopijnego świata takich rzeczy jak topniejący lód przedstawię Ci również mikroskopijny świat atomów. Wyjaśnię, z jakich cząstek składa się atom (protonów, neuronów i elektronów), a także pokażę, gdzie są umiejscowione.

Omówię, jak korzystać z układu okresowego pierwiastków, który stanowi nieodzowne narzędzie każdego chemika. Ponadto pokażę, jak wygląda jądro atomu i z jakich cząstek się składa. Na końcu przedstawię Ci cudowny świat gazów. W rozdziale o gazach poznasz tyle praw gazowych (prawo Boyle’a i Mariotte’a, prawo Charlesa, prawo Gay-Lussaca, połączone prawa gazowe, równanie stanu gazu doskonałego, prawo Avogadra i inne), że po jego przeczytaniu możesz się poczuć trochę jak prawnik. Tematy omówione w tych rozdziałach pomogą Ci się przygotować do następnych, bardziej skomplikowanych zagadnień z dziedziny chemii.

Część II. Obfitość koncepcji chemicznych

W tej części przejdziemy do naprawdę ciekawych rzeczy: reakcji chemicznych. Podam Ci kilka przykładów różnych rodzajów reakcji chemicznych, które możesz spotkać, i pokażę Ci, jak je zbilansować. (Nie myślałeś chyba, że sobie to odpuszczę, prawda?). Zapoznam Cię również z koncepcją mola. Przyznaję, że to jest dość dziwna nazwa, ale trzeba wiedzieć, czym jest mol, aby móc przeprowadzać obliczenia chemiczne. Dzięki temu można obliczyć ilość substratów potrzebnych do przeprowadzenia reakcji chemicznej oraz ilość produktów, które powstaną w wyniku tej reakcji. Opowiem również o roztworach i o tym, jak obliczać ich stężenia. Wyjaśnię też, dlaczego latem zostawiam zimowy płyn w chłodnicy samochodu i dlaczego dorzucam sól kamienną do lodów domowej roboty.

Ta część jest poświęcona termochemii. Podczas reakcji chemicznych mają miejsce zmiany energii. Niektórym reakcjom towarzyszy wydzielanie energii (zazwyczaj w formie ciepła), a w innych reakcjach energia jest pobierana z zewnątrz (w formie ciepła). Pokażę Ci, jak obliczyć, ile energii wydziela się podczas danej reakcji — czasami może być jej tyle, że szybko się spocisz. Na końcu opowiem o kwasach i zasadach — rzeczach kwaśnych i gorzkich. Wyjaśnię, jak obliczać stężenie i pH danego roztworu.

Część III. Cudowna moc wiązań

Tę część rozpocznę od omówienia teorii kwantowej, która głosi, że elektron może mieć właściwości zarówno cząstek, jak i fal. W pierwszym rozdziale porzucę pewniki i skupię się na prawdopodobieństwie. A potem wyjaśnię, czym są wiązania. W rozdziale 13., poświęconym wiązaniom jonowym, opowiem Ci, jak jest zbudowana sól kuchenna, a w rozdziale 14. przedstawię wiązania kowalencyjne na przykładzie wody. Nauczę Cię nazywać niektóre związki jonowe i rysować wzory strukturalne Lewisa niektórych związków kowalencyjnych. Pokażę Ci nawet, jak wyglądają niektóre cząsteczki. (Nie bój się — już niedługo wyjaśnię te wszystkie strasznie brzmiące fachowe pojęcia).

Opowiem również o trendach w układzie okresowym pierwiastków i o oddziaływaniach międzycząsteczkowych — tych bardzo ważnych siłach, które są odpowiedzialne za niezwykłe właściwości wody.

Część IV. Chemia środowiskowa — korzyści i problemy

W tej części omówię pewne kwestie związane z ochroną środowiska, szczególnie z zanieczyszczeniem powietrza i wody. Przedstawię, co powodują te zanieczyszczenia i co może zrobić chemia, aby im zaradzić. Te zagadnienia, tak często poruszane w wiadomościach, należą do najważniejszych problemów, z jakimi boryka się dzisiejsze społeczeństwo. Aby móc ocenić proponowane rozwiązania, musimy posiadać podstawową wiedzę z dziedziny chemii. Mam nadzieję, że nie zagubisz się w smogu!

I wreszcie opowiem Ci o chemii jądrowej, która obejmuje takie zagadnienia, jak promieniotwórczość, datowanie izotopem ¹⁴C, rozszczepienie jądra i reaktor termojądrowy.

Część V. Dekalogi

W tej części przedstawię Ci dziesięć najważniejszych przypadkowych odkryć chemicznych, dziesięciu wybitnych chemików (jajogłowi rządzą!) i dziesięć przydatnych wskazówek, które pomogą Ci zdać egzamin z chemii. Obecnie pracuję nad kompilacją dziesięciu moich ulubionych piosenek chemicznych, ale, kurczę, na razie mam tylko dziewięć. W tej części zamieściłem również rozdział o dziesięciu popularnych substancjach chemicznych używanych na co dzień, aby pomóc Ci zrozumieć, w jaki sposób chemia wpływa na Twoje życie.

Ikony użyte w książce

Jeśli czytałeś już jakieś książki z serii Dla Bystrzaków, to bez trudu rozpoznasz ikony użyte w tej książce. Poniżej zamieszczam krótkie omówienie każdej z ikon dla tych, którzy nie są z nimi zaznajomieni.

Ta ikona oznacza wskazówkę, która mówi, jak najszybciej i najłatwiej wykonać określone zadanie albo zrozumieć daną koncepcję. Wyróżnia też informacje, które warto wiedzieć, oraz takie, które pomogą Ci oszczędzić trochę czasu i/lub oszczędzą Ci frustracji.

Ta ikona wyróżnia wszystkie naprawdę ważne rzeczy, o których nie powinieneś zapomnieć.

Tej ikony używam, gdy omawiam kwestie bezpieczeństwa związane z określoną czynnością, zwłaszcza gdy w grę wchodzi łączenie substancji chemicznych.

Ta ikona wskazuje na zadania, które są związane z określonym tematem. Przeprowadzę Cię przez nie krok po kroku i sprawię, że poczujesz się pewniej w danym temacie.

Nie używam tej ikony zbyt często, ponieważ zazwyczaj mówię o podstawowych zagadnieniach. Jednak w tych rzadkich przypadkach, gdy omawiam jakiś temat nieco szerzej, ostrzegam Cię właśnie za pomocą tej ikony. Możesz bezpiecznie pominąć ten materiał, chyba że jesteś zainteresowany bardziej szczegółowym omówieniem danej kwestii.

Co dalej

Co dalej? To zależy tylko od Ciebie i tego, jaką wiedzę posiadasz. Jeśli chcesz lepiej zrozumieć jakieś konkretne zagadnienie, przejdź do odpowiedniego rozdziału. Jeżeli jesteś zupełnym nowicjuszem, zacznij od rozdziału 1. i czytaj wszystko po kolei. A jeśli posiadasz podstawową wiedzę z dziedziny chemii, proponuję szybko przejrzeć część I i przejść od razu do części II. Bardzo ważny jest rozdział 8. na temat moli i rozdział 6. poświęcony gazom.

A jeżeli szczególnie Cię interesuje chemia środowiska, otwórz książkę na rozdziale 18. i rozdziale 19. Wybór należy tylko do Ciebie. Mam nadzieję, że spodoba Ci się ta podróż po świecie chemii.

Rozdział 4.
Coś mniejszego niż atom? Struktura atomu

W tym rozdziale:

► poznasz cząstki, które tworzą atom;

► przeanalizujesz budowę jądra;

► dowiesz się co nieco o elektronach;

► zaczniesz rozumieć konfiguracje elektronów;

► odkryjesz izotopy i jony.

Pamiętam, jak uczyłem się w szkole podstawowej o atomach. Moi nauczyciele nazywali je elementami budulcowymi i używali klocków, żeby nam lepiej przybliżyć to zagadnienie. Pamiętam również, jak mówiono mi, że atomy są tak małe, iż nikt nigdy ich nie widział. Wyobraź sobie moje zdziwienie wiele lat później, gdy zobaczyłem pierwsze zdjęcia atomów. Nie były zbyt szczegółowe, ale sprawiły, że zacząłem się zastanawiać nad postępem nauki. Do dziś zdjęcia atomów budzą we mnie zachwyt.

W tym rozdziale opowiem Ci o atomach ― najważniejszym budulcu w całym wszechświecie. Przedstawię Ci trzy podstawowe cząstki atomu — protony, neutrony i elektrony — i pokażę, gdzie się znajdują. Poświęcę także kilka stron samym elektronom, ponieważ reakcje chemiczne (te, w których dzieje się prawdziwa chemia) zależą od utraty, pozyskania lub uwspólniania elektronów.

Spojrzenie z bliska na atom, czyli cząstki elementarne

Atom to najmniejsza część materii, która reprezentuje określony pierwiastek. Przez jakiś czas uważano, że atom jest najmniejszą cząstką materii, jaka istnieje. W drugiej połowie XIX wieku i na początku XX wieku naukowcy odkryli jednak, że atomy składają się z określonych cząstek elementarnych, które występują we wszystkich atomach, bez względu na pierwiastek. Jedyna różnica sprowadza się do liczby poszczególnych cząstek elementarnych.

Naukowcy wiedzą już dzisiaj, że istnieje wiele cząstek elementarnych (jest to temat, który budzi szczególne zainteresowanie fizyków). Na potrzeby chemii wystarczy jednak, że będziesz znać trzy najważniejsze cząstki elementarne:

• protony — cząstki elementarne o ładunku dodatnim, które znajdują się w jądrze atomowym;

• neutrony — cząstki elementarne nieposiadające ładunku, które znajdują się w jądrze atomowym;

• elektrony — cząstki elementarne o ładunku ujemnym, które znajdują się poza jądrem atomowym.

W tabeli 4.1 podsumowuję cechy tych trzech cząstek elementarnych.

Tabela 4.1. Trzy główne cząstki elementarne

Nazwa

Symbol

Ładunek

Masa (g)

Masa (u)

Lokalizacja

Proton

p⁺

+1

1,673 ∙ 10–24

1

Jądro

Neutron

n⁰

0

1,675 ∙ 10–24

1

Jądro

Elektron

e–

–1

9,109 ∙ 10–28

0,0005

Poza jądrem

W tabeli 4.1 przedstawiam masy cząstek elementarnych na dwa różne sposoby: w gramach i w unitach, czyli jednostkach masy atomowej. Wyrażanie masy w unitach jest dużo łatwiejsze niż w gramach.

Jednostki masy atomowej są oparte na skali węgla ¹²C. Jest to stosowany na całym świecie standard określania wagi atomów. Zgodnie z międzynarodową umową waga atomowa jednego atomu węgla, który zawiera 6 protonów i 6 neutronów, wynosi dokładnie 12 u, a zatem 1 u to ¹/₁₂ tego atomu węgla. (Co mają z tym wszystkim wspólnego atomy węgla i liczba 12? Po prostu mi zaufaj). Ponieważ masa protonów i neutronów wyrażona w gramach jest prawie taka sama, obie te cząstki elementarne mają masę 1 u. Zauważ, że masa elektronu jest dużo mniejsza niż masa protonu lub neutronu. Potrzeba prawie 2000 elektronów, żeby osiągnąć masę równą masie pojedynczego protonu.

Tabela 4.1 przedstawia również, jaki ładunek elektryczny mają poszczególne cząstki elementarne. Materia może być elektrycznie naładowana na jeden z dwóch sposobów: dodatnio lub ujemnie. Proton ma jedną jednostkę ładunku dodatniego, elektron ma jedną jednostkę ładunku ujemnego, a neutron nie ma żadnego ładunku — jest elektrycznie obojętny.

Naukowcy odkryli dzięki obserwacji, że obiekty, które mają takie same ładunki (czy to dodatnie, czy ujemne), odpychają się, a obiekty o przeciwnych ładunkach się przyciągają.

Atom sam w sobie nie ma żadnego ładunku — jest elektrycznie obojętny. (A tak naprawdę, jak wyjaśnię w dalszej części tego rozdziału oraz później w rozdziale 13., niektóre atomy mogą pozyskiwać lub tracić elektrony, a co za tym idzie, również ładunek. Atomy obdarzone ładunkiem — dodatnim lub ujemnym — nazywamy jonami). Ale jak atom może być elektrycznie obojętny, skoro zawiera dodatnio naładowane protony i ujemnie naładowane elektrony? To dobre pytanie. Otóż atom ma równą liczbę protonów i elektronów, a równe ładunki dodatnie i ujemne się znoszą.

Ostatnia kolumna w tabeli 4.1 mówi o lokalizacji każdej z trzech cząstek elementarnych. Protony i neutrony znajdują się w jądrze — zwartym rdzeniu pośrodku atomu — a elektrony są umiejscowione poza jądrem (zobacz podrozdział „Umiejscowienie elektronów w atomie” w dalszej części tego rozdziału).

Scena główna, czyli jądro

W 1911 roku Ernest Rutherford odkrył, że atomy mają jądro — środek — w którym znajdują się protony. Później naukowcy odkryli, że jądro zawiera również neutrony.

Jądro jest bardzo, bardzo małe i bardzo, bardzo gęste w porównaniu z resztą atomu. Przeciętna średnica atomu ma około 10–10 metra (to bardzo mało!). Jądra mają średnicę około 10–15 (a to naprawdę bardzo mało!). Gdyby powiększyć atom wodoru do wielkości Superdome w Nowym Orleanie — drugiej co do wielkości hali sportowej na świecie — to jego jądro miałoby wielkość ziarna grochu.

Protony w atomie są upchane wewnątrz jądra. Niektórzy czytelnicy mogą teraz pomyśleć: „Przecież każdy proton ma ładunek dodatni, a takie same ładunki się odpychają. Skoro więc wszystkie protony się odpychają, dlaczego jądro po prostu się nie rozleci na kawałki?”. To właśnie jest moc, Luke. Siły w jądrze przeciwdziałają temu odpychaniu i utrzymują jądro w całości. (Fizycy nazywają te siły jądrowym klejem. Czasami jednak ten klej nie jest wystarczająco mocny — wtedy jądro rozpada się na kawałki. Ten proces nazywa się promieniotwórczością).

Jądro nie tylko jest bardzo małe, ale również zawiera większość masy atomu. Ze względów praktycznych za masę atomu uznaje się sumę mas protonów i neutronów. (Ja też zazwyczaj pomijam masę elektronów, chyba że dokonuję bardzo, bardzo dokładnych obliczeń).

Suma protonów i neutronów w atomie to jego liczba masowa. Natomiast samą liczbę protonów w atomie określamy mianem liczby atomowej. Chemicy często stosują symbolikę przedstawioną na rysunku 4.1 do opisywania tych liczb dla konkretnych pierwiastków.

Rysunek 4.1. Opis pierwiastka

Na rysunku 4.1 litera X oznacza symbol chemiczny. Symbole chemiczne poszczególnych pierwiastków znajdziesz w układzie okresowym. (Zajrzyj do tabeli 4.2, aby poznać listę pierwiastków. Nie zawiera ona wszystkich pierwiastków, a jedynie te, które możesz omawiać na chemii). Litera Z oznacza liczbę atomową, czyli liczbę protonów w jądrze. Natomiast A oznacza liczbę masową, czyli sumę protonów i neutronów. Liczba masowa jest wyrażona w unitach.

Tabela 4.2. Pierwiastki

Nazwa

Symbol

Liczba atomowa

Liczba masowa

Aktyn

Ac

89

227,028

Ameryk

Am

95

243

Antymon

Sb

51

121,76

Argon

Ar

18

39,948

Arsen

As

33

74,922

Astat

At

85

210

Azot

N

7

14,007

Bar

Ba

56

137,327

Berkel

Bk

97

247

Beryl

Be

4

9,012

Bizmut

Bi

83

208,980

Bohr

Bh

107

262

Bor

B

5

10,811

Brom

Br

35

79,904

Cer

Ce

58

140,115

Cez

Cs

55

132,905

Chlor

Cl

17

35,453

Chrom

Cr

24

51,996

Cyna

Sn

50

118,71

Cynk

Zn

30

65,39

Cyrkon

Zr

40

91,224

Dubn

Db

105

262

Dysproz

Dy

66

162,5

Einstein

Es

99

252

Erb

Er

68

167,26

Europ

Eu

63

151,964

Ferm

Fm

100

257

Fluor

F

9

18,998

Fosfor

P

15

30,974

Frans

Fr

87

223

Gadolin

Gd

64

157,25

Gal

Ga

31

69,723

German

Ge

32

72,61

Glin

Al

13

26,982

Hafn

Hf

72

178,49

Has

Hs

108

265

Hel

He

2

4,003

Holm

Ho

67

164,93

Ind

In

49

114,82

Iryd

Ir

77

192,22

Iterb

Yb

70

173,04

Itr

Y

39

88,906

Jod

I

53

126,905

Kadm

Cd

48

112,411

Kaliforn

Cf

98

251

Kiur

Cm

96

247

Kobalt

Co

27

58,933

Krypton

Kr

36

83,8

Krzem

Si

14

28,086

Ksenon

Xe

54

131,29

Lantan

La

57

138,906

Lit

Li

3

6,941

Lorens

Lr

103

262

Lutet

Lu

71

174,967

Magnez

Mg

12

24,305

Mangan

Mn

25

54,938

Meitner

Mt

109

266

Mendelew

Md

101

258

Miedź

Cu

29

63,546

Molibden

Mo

42

95,94

Neodym

Nd

60

144,24

Neon

Ne

10

20,180

Neptun

Np

93

237,048

Nikiel

Ni

28

58,69

Niob

Nb

41

92,906

Nobel

No

102

259

Ołów

Pb

82

207,2

Osm

Os

76

190,23

Pallad

Pd

46

106,42

Platyna

Pt

78

195,08

Pluton

Pu

94

244

Polon

Po

84

209

Potas

K

19

39,098

Prazeodym

Pr

59

140,908

Promet

Pm

61

145

Protaktyn

Pa

91

231,036

Rad

Ra

88

226,025

Radon

Rn

86

222

Ren

Re

75

186,207

Rod

Rh

45

102,906

Rtęć

Hg

80

200,59

Rubid

Rb

37

85,468

Ruten

Ru

44

101,07

Rutherford

Rf

104

261

Samar

Sm

62

150,36

Seaborg

Sg

106

263

Selen

Se

34

78,96

Siarka

S

16

32,066

Skand

Sc

21

44,956

Sód

Na

11

22,990

Srebro

Ag

47

107,868

Stront

Sr

38

87,62

Tal

Tl

81

204,383

Tantal

Ta

73

180,948

Technet

Tc

43

98

Tellur

Te

52

127,60

Terb

Tb

65

158,925

Tlen

O

8

15,999

Tor

Th

90

242,038

Tul

Tm

69

168,934

Tytan

Ti

22

47,88

Uran

U

92

238,029

Wanad

V

23

50,942

Wapń

Ca

20

40,078

Węgiel

C

6

12,011

Wodór

H

1

1,0079

Wolfram

W

74

183,84

Złoto

Au

79

196,967

Żelazo

Fe

26

55,845

Przypuśćmy, że chcesz przedstawić uran. W układzie okresowym nie ma informacji na temat jego liczby masowej. Możesz tylko wyczytać średnią masę atomową albo ciężar atomowy wszystkich postaci danego pierwiastka występujących w naturze. A zatem możesz przedstawić uran tak, jak na rysunku 4.2.

Rysunek 4.2. Uran

Wiesz, że uran ma liczbę atomową 92 (liczbę protonów) i liczbę masową 238 (sumę protonów i neutronów). Dlatego jeśli chcesz poznać liczbę neutronów w uranie, wystarczy odjąć liczbę atomową (92 protony) od liczby masowej (238 protonów i neutronów).W rezultacie dowiesz się, że uran ma 146 neutronów.

Ile jednak ma elektronów? Ponieważ atom jest elektrycznie obojętny (nie ma ładunku elektrycznego), musi on zawierać taką samą liczbę ładunków dodatnich i ujemnych (protonów i elektronów). Wynika stąd, że atom uranu ma 92 elektrony.

Umiejscowienie elektronów w atomie

W pierwszych modelach atomu elektrony kręciły się wokół jądra w dość przypadkowy sposób albo tak, jak planety krążą wokół Słońca. Gdy jednak naukowcy lepiej poznali budowę atomu, odkryli, że te modele nie są zbyt dokładne. Dzisiaj używa się dwóch modeli struktury atomowej: model Bohra i model kwantowo-mechaniczny. Model Bohra jest prosty i dość zrozumiały. Natomiast model kwantowo-mechaniczny jest oparty na matematyce i dużo trudniej jest go zrozumieć. Oba modele pomagają nam w zrozumieniu istoty atomu, więc przedstawię je w następnych punktach (starając się ograniczyć obliczenia matematyczne do minimum).

Model jest przydatny, ponieważ pomaga zrozumieć to, co obserwujemy w naturze. Nie ma nic niezwykłego w objaśnianiu danego tematu za pomocą więcej niż jednego modelu.

Model Bohra

Widziałeś kiedyś kolorowe kryształy do kominka, które sprawiają, że płomienie zmieniają kolor? A może zastanawiałeś się kiedyś, skąd się biorą kolory w sztucznych ogniach?

Kolory pochodzą z różnych pierwiastków. Jeżeli wrzucisz szczyptę soli kuchennej do ognia (albo dowolną inną sól zawierającą sód), to otrzymasz żółty kolor płomienia. Z kolei sole zawierające miedź barwią płomień na kolor niebieskozielony. A jeśli przyjrzysz się płomieniom przez spektroskop (przyrząd, który wykorzystuje pryzmat to rozszczepiania światła na jego poszczególne części), zobaczysz wiele linii różnych kolorów. Te różnokolorowe linie tworzą razem widmo liniowe.

Niels Bohr, duński naukowiec, wyjaśnił to widmo liniowe, gdy pracował nad modelem atomu. W modelu Bohra elektrony atomu znajdują się na orbitach wokół jądra, reprezentujących różne poziomy energii. Bohr użył pojęcia poziomy energetyczne (albo powłoki elektronowe) do opisania tych orbit o różnej energii. Stwierdził on, że energia elektronu jest skwantowana — to oznacza, że elektrony mogą się znajdować na jednym poziomie energetycznym lub na innym, ale nigdy pomiędzy nimi.

Poziom energetyczny, na jakim normalnie znajduje się elektron, nosi nazwę stanu podstawowego. Elektron może się przenieść na wyższy, mniej stabilny poziom (lub powłokę), pobierając energię. Ten mniej stabilny stan o wyższym poziomie energetycznym nazywamy stanem wzbudzonym.

Elektron, który znajduje się w stanie wzbudzonym, może powrócić do stanu podstawowego, emitując energię, którą pobrał (zobacz rysunek 4.3). W tym miejscu należy dokładniej wyjaśnić, czym jest widmo liniowe. Czasami energia uwalniana przez elektrony zajmuje część widma fal elektromagnetycznych (jest to pewien zakres długości fali energii), które ludzkie oko odbiera jako widoczne światło. Delikatne różnice w ilości energii przekładają się na różne kolory światła.

Rysunek 4.3. Stan podstawowy i stan wzbudzony w modelu Bohra

Bohr odkrył, że im bliżej jądra znajduje się elektron, tym mniej energii on posiada — i na odwrót: im dalej jest od jądra, tym więcej ma energii. Dlatego Bohr ponumerował poziomy energetyczne elektronu. Im wyższy poziom, tym dalej elektron się znajduje od jądra — i tym większa jest jego energia.

Bohr odkrył również, że na różnych poziomach energetycznych mogą się znajdować różne liczby elektronów. Może na przykład być tak, że poziom 1 mieści dwa elektrony, a poziom 2 mieści ich aż osiem — i tak dalej.

Model Bohra świetnie się sprawdzał przy bardzo prostych atomach, takich jak wodór (który ma jeden elektron). Dużo gorzej było z bardziej złożonymi atomami. Mimo że model ten jest stosowany do dzisiaj i można go znaleźć w większości podręczników chemii, dużo częściej używa się bardziej skomplikowanego (i złożonego) modelu: modelu kwantowo-mechanicznego.

Model kwantowo-mechaniczny

Prosty model Bohra nie był w stanie wyjaśnić zjawisk obserwowanych w bardziej złożonych atomach, dlatego konieczne było stworzenie innego, bardziej złożonego i ściśle matematycznego modelu struktury atomowej — modelu kwantowo-mechanicznego.

Model ten jest oparty na teorii kwantowej, która mówi, że materia ma również właściwości falowe. Zgodnie z teorią kwantową niemożliwe jest poznanie jednocześnie dokładnej pozycji elektronu i jego pędu (prędkości i kierunku). Ten fakt jest znany jako zasada nieoznaczoności. Dlatego naukowcy musieli zastąpić orbity Bohra orbitalami (nazywanymi czasami chmurami elektronowymi). Są to określone punkty przestrzeni, w których elektron prawdopodobnie się znajduje. Innymi słowy: pewność została zastąpiona przez prawdopodobieństwo.

Model kwantowo-mechaniczny budowy atomu wykorzystuje złożone kształty orbitali, a nie proste okrągłe orbity Bohra. Ograniczając obliczenia matematyczne do minimum (nie ma za co), pokażę Ci niektóre aspekty tego najnowszego modelu atomu.

Do opisania właściwości elektronów i ich orbitali używa się czterech liczb nazywanych liczbami kwantowymi. Trudno oprzeć się wrażeniu, że ich nazwy to dzieło jajogłowych technomaniaków:

• główna liczba kwantowa n,

• poboczna liczba kwantowa l,

• magnetyczna liczba kwantowa ml,

• magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms.

W tabeli 4.3 podsumowuję cztery liczby kwantowe. Zestawienie wszystkich czterech liczb pozwala chemikom teoretykom na stworzenie całkiem niezłego opisu właściwości danego elektronu.

Tabela 4.3. Podsumowanie liczb kwantowych

Nazwa

Symbol

Opis

Możliwe wartości

główna

n

energia orbitalu

liczby całkowite dodatnie (1, 2, 3 itd.)

poboczna

l

kształt orbitalu

liczby całkowite od 0 do n – 1

magnetyczna

ml

ustawienie

liczby całkowite od –l przez 0 do +l

magnetyczna spinowa

ms

spin elektronu

+½ lub –½

Główna liczba kwantowa n

Główna liczba kwantowa n opisuje średnią odległość orbitalu od jądra — i energię elektronu w atomie. Jest to praktycznie to samo co poziomy energetyczne Bohra. Może ona przyjmować wartości ze zbioru dodatnich liczb całkowitych: 1, 2, 3, 4 itd. Im większa jest wartość n, tym wyższy jest poziom energii i tym większy jest orbital. Chemicy czasami nazywają orbitale powłokami elektronowymi.

Poboczna liczba kwantowa l

Poboczna liczba kwantowa l opisuje kształt orbitalu, który jest ograniczony przez główną liczbę kwantową n. Poboczna liczba kwantowa l może przyjmować wartości całkowite od 0 do n – 1. Jeśli na przykład wartość n wynosi 3, to l może mieć jedną z trzech wartości: 0, 1 lub 2.

Wartość l określa kształt orbitalu, a wartość n określa jego wielkość. Orbitale, które mają tę samą wartość n, ale różne wartości l, są nazywane podpowłokami. Przypisuje się im różne litery, aby łatwiej było je rozróżnić. Tabela 4.4 przedstawia litery odpowiadające różnym wartościom l.

Gdy chemicy opisują jedną konkretną podpowłokę w atomie, mogą używać zarówno wartości n, jak i litery odpowiadającej danej podpowłoce — 2p, 3d itd. Zasadniczo wartość podpowłoki 4 jest największą wartością potrzebną do opisania określonej podpowłoki. Jeżeli chemik potrzebuje większej wartości, może sam określić liczby podpowłok i przypisać im wybrane litery. Rysunek 4.4 przedstawia kształty orbitali s, p i d.

Tabela 4.4. Litery przypisane poszczególnym podpowłokom

Wartość l (podpowłoki)

Litera

0

s

1

p

2

d

3

f

4

g

Rysunek 4.4. Kształty orbitali s (a), p (b) i d (c)

Na rysunku 4.4a widać dwa orbitale s — jeden dla poziomu energetycznego 1 (1s) i drugi dla poziomu energetycznego 2 (2s). Orbitale s mają kształt kulisty, a w środku znajduje się jądro. Zauważ, że orbital 2s ma większą średnicę niż orbital 1s. W dużych atomach orbital 1s jest zagnieżdżony wewnątrz 2s, podobnie jak 2p jest zagnieżdżony wewnątrz 3p.

Rysunek 4.4b przedstawia kształty orbitali p, a rysunek 4.4c — orbitali d. Zauważ, że kształty te stają się coraz bardziej złożone.

Magnetyczna liczba kwantowa ml

Magnetyczna liczba kwantowa ml opisuje orientację przestrzenną różnych orbitali. Wartość ml zależy od wartości l. Wartości, jakie może przyjmować ml, to liczby całkowite od –l przez 0 do +1. Jeżeli na przykład wartość l = 1 (orbital p — zajrzyj do tabeli 4.4), możesz podać trzy wartości dla ml: –1, 0 i +1. To oznacza, że dla danego orbitalu istnieją trzy różne podpowłoki p. Podpowłoki mają taką samą energię, ale różni je orientacja przestrzenna.

Rysunek 4.4b przedstawia orientację przestrzenną orbitali p. Zwróć uwagę, że trzy orbitale p, które odpowiadają wartościom ml –1, 0 i +1, są ułożone wzdłuż osi x, y i z.

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms

Czwarta i ostatnia (wiem, że Cię to cieszy — to trochę ciężki temat, nie?) liczba kwantowa to magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms. Opisuje ona kierunek, w którym elektron obraca się w polu magnetycznym — albo zgodny, albo niezgodny z ruchem wskazówek zegara. Liczba ms może przyjmować tylko dwie wartości: +½ albo –½. Każda podpowłoka może mieć tylko dwa elektrony, jeden o spinie +½, a drugi o spinie –½.

Co otrzymasz, jak zbierzesz te wszystkie informacje razem? (Piękną tabelkę)

Wiem, wiem. Zagadnienia związane z liczbami kwantowymi wywołują ślinotok u naukowców pasjonatów, a u normalnych ludzi — odruch ziewania. Jeśli jednak kiedyś zepsuje Ci się telewizor i nagle będziesz mieć trochę wolnego czasu, zajrzyj do tabeli 4.5. Znajdziesz w niej liczby kwantowe każdego elektronu na dwóch pierwszych poziomach energetycznych (ojej, ojej, ojej).

Tabela 4.5. Liczby kwantowe dla dwóch pierwszych poziomów energetycznych

n

l

oznaczenie podpowłoki

ml

ms

1

0

1s

0

+½, –½

2

0

2s

0

+½, –½

1

2p

–1

+½, –½

0

+½, –½

+1

+½, –½

Tabela 4.5 pokazuje, że poziom energetyczny 1 (n = 1) ma tylko jeden orbital s. Nie ma on orbitalu p, ponieważ wartość l dla 1 (orbitalu p) nie jest dozwolona. Zwróć uwagę, że orbital 1s może mieć tylko dwa elektrony (o wartości ms = +½ i –½). To samo dotyczy wszystkich innych orbitali s, zarówno 1s, jak i 5s — każdy z nich może pomieścić maksymalnie dwa elektrony.

Gdy przejdziesz z poziomu energetycznego 1 do poziomu energetycznego 2 (n = 2), obecne mogą być oba orbitale: s i p. Jeśli wypiszesz liczby kwantowe dla poziomu energetycznego 3, zobaczysz orbitale s, p i d. Za każdym razem, gdy będziesz przechodzić na wyższy główny poziom energetyczny, będziesz dodawać jeden typ orbitalu.

Zauważ również, że orbital 2p ma trzy podpowłoki (ml ― zobacz rysunek 4.4b) i że każda z nich mieści maksymalnie dwa elektrony. Trzy podpowłoki 2p mogą pomieścić maksymalnie sześć elektronów.

Główne poziomy energetyczne różnią się energią (poziom energetyczny 2 ma większą energię niż poziom 1). Podobnie w ramach jednego poziomu energetycznego różne orbitale mają różną energię. Na poziomie energetycznym 2 obecny jest zarówno orbital s, jak i p. Jednak 2s ma nieco mniejszą energię niż 2p. Trzy podpowłoki orbitalu 2p mają tę samą energię. I podobnie pięć podpowłok orbitali d (wróć do rysunku 4.4c) ma taką samą energię.

Konfiguracja elektronowa

Dla chemików liczby kwantowe są przydatne podczas obserwacji reakcji chemicznych i wiązań (a są to rzeczy, które wielu chemików lubi badać). Istnieją jednak dwa inne sposoby przedstawiania elektronów, które są łatwiejsze i przydatniejsze.

• diagramy poziomów energetycznych,

• konfiguracje elektronowe.

Chemicy (i studenci chemii) używają obu tych metod, aby pokazać, który poziom energetyczny, podpowłoka i orbital są zajmowane przez elektrony w danym atomie. Chemicy (i osoby uczące się chemii) odwołują się do tych informacji, gdy chcą przewidzieć, jaki rodzaj wiązania wytworzy się w danym pierwiastku i które dokładnie elektrony zostaną w nim wykorzystane. Te sposoby przedstawienia pomagają również stwierdzić, dlaczego określone pierwiastki zachowują się w podobny sposób.

W tym podrozdziale pokażę, jak używać diagramu poziomów energetycznych i jak pisać konfiguracje elektronowe.

Badanie diagramu poziomów energetycznych

Rysunek 4.5 to pusty diagram poziomów energetycznych, którego możesz użyć do przedstawienia elektronów w dowolnym atomie. Nie widać na nim wszystkich znanych orbitali i podpowłok. Ale na tym diagramie powinieneś być w stanie zrobić wszystko, czego potrzebujesz. (Jeśli nie masz pojęcia, czym są orbitale i podpowłoki, a także co oznaczają te wszystkie liczby i litery, zajrzyj do podrozdziału „Model kwantowo-mechaniczny”. Przyjemna lektura, zaręczam).

Rysunek 4.5. Diagram poziomów energetycznych

Przedstawiłem orbitale w postaci kresek — na każdej z nich możesz umieścić maksymalnie dwa elektrony. Orbital 1s znajduje się najbliżej jądra i ma najniższy poziom energii. Jest to również jedyny orbital o poziomie energetycznym 1 (zajrzyj do tabeli 4.5). Na poziomie energetycznym 2 znajdują się orbitale s i p, przy czym 2s ma mniejszą energię niż 2p. Trzy podpowłoki 2p są przedstawione w postaci trzech kresek. Mają taki sam poziom energii. Na rysunku widać także poziomy energetyczne 3, 4 i 5. Zwróć uwagę, że 4s ma mniejszą energię niż 3d. Może to nie być zgodne z tym, co podpowiada Ci intuicja, ale to właśnie zaobserwowano w naturze. Zastanów się, dlaczego. A skoro już o tym mowa, rysunek 4.6 przedstawia kolejność zapełniania orbitali. Ułatwi Ci on zapamiętanie kolejności, w której orbitale wypełniają puste poziomy energetyczne.

Rysunek 4.6. Wykres przedstawiający kolejność zapełniania orbitali

Gdy korzystasz z diagramu poziomów energetycznych (rysunek 4.5), musisz pamiętać o dwóch rzeczach:

• Elektrony najpierw wypełniają najniższe puste poziomy energetyczne.

• Gdy na danym poziomie energetycznym znajduje się więcej niż jedna podpowłoka, tak jak na poziomie 3p albo 4d (zobacz rysunek 4.5), to podpowłoki są zapełniane po jednym elektronie, aż wszystkie będą miały po jednym elektronie. Następne elektrony dołączają do tych, które już się znajdują na podpowłokach, tworząc z nimi pary. Ta reguła nosi nazwę reguły Hunda.

Przypuśćmy, że chcesz narysować diagram poziomów energetycznych dla tlenu. Zaglądasz do układu okresowego albo do listy pierwiastków i sprawdzasz liczbę atomową tlenu: 8. Ta liczba oznacza, że tlen ma 8 protonów w jądrze i 8 elektronów, dlatego na diagramie umieszczasz 8 elektronów. Możesz je przedstawić za pomocą strzałek (zobacz rysunek 4.7). Zauważ, że gdy na jednym orbitalu znajdują się dwa elektrony, jedna strzałka jest skierowana w górę, a druga w dół. (To ustawienie nazywa się parowaniem elektronów. Odwołuje się do wartości ms: +½ i –½ — zobacz punkt „Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms” wcześniej w tym rozdziale).

Pierwszy elektron zajmuje orbital 1s, wypełniając najniższy poziom energetyczny. Drugi paruje się z pierwszym. Elektrony 3 i 4 parują się na następnym najniższym wolnym orbitalu, 2s. Elektron 5 zajmuje jedną z podpowłok 2p (nie, nie ma znaczenia którą — wszystkie mają taką samą energię), a elektrony 6 i 7 zajmują kolejne puste orbitale 2p (zgodnie z regułą Hunda). Ostatni elektron łączy się w parę z jednym z elektronów zajmujących podpowłoki 2p (i znów bez znaczenia jest to, z którym z nich się połączy). Rysunek 4.7 pokazuje gotowy diagram poziomów energetycznych dla tlenu.

Rysunek 4.7. Diagram poziomów energetycznych dla tlenu

Rzut oka na konfiguracje elektronowe

Diagramy poziomów energetycznych są przydatne, gdy chcemy lepiej zrozumieć reakcje chemiczne i wiązania, ale niewygodnie się na nich pracuje. Czy nie byłoby miło, gdyby istniał jakiś inny sposób przedstawienia, który zawierałaby dokładnie te same informacje, lecz w dużo prostszej i ścisłej formie? Otóż istnieje. Nosi on nazwę konfiguracji elektronowej.

Konfiguracja elektronowa tlenu to 1s²2s²2p⁴. Porównaj ten zapis z diagramem poziomów energetycznych dla tlenu z rysunku 4.7. Czy taki opis elektronu nie zajmuje dużo mniej miejsca? Możesz opisać konfigurację elektronu, korzystając z diagramu poziomów energetycznych. Pierwsze dwa elektrony w atomie tlenu wypełniają orbital 1s, co w konfiguracji elektronowej przedstawiamy jako 1s². Liczba 1 oznacza poziom energetyczny, s reprezentuje typ orbitalu, a indeks górny 2 oznacza liczbę elektronów na tym orbitalu. Następne dwa elektrony wypełniają orbital 2s, dlatego piszemy 2s². I wreszcie cztery ostatnie elektrony na orbitalu 2p zapisujemy pod postacią 2p⁴. Jeżeli połączymy to wszystko razem, otrzymamy 1s²2s²2p⁴.

Niektórzy używają rozszerzonej formy, która umożliwia pokazanie, w jaki sposób poszczególne orbitale px, py i pz są ułożone wzdłuż osi x, y i z, a także podanie liczby elektronów na każdym orbitalu. (W podpunkcie „Magnetyczna liczba kwantowa ml” wyjaśniłem orientację orbitali w przestrzeni). Rozszerzona postać sprawdza się wtedy, gdy chcemy mieć wgląd we wszystkie szczegóły, ale w większości przypadków nie potrzebujemy ich do tego, aby przedstawić określone wiązanie, dlatego nie będę jej tutaj przedstawiał.

Suma liczb w indeksach górnych to liczba atomowa albo liczba elektronów w atomie.

Oto dwie konfiguracje elektronowe, które możesz spróbować przekształcić na diagramy poziomów energetycznych:

Chlor (Cl): 1s²2s²2p⁶3 s²3p⁵

Żelazo (Fe): 1s²2s²2p⁶3 s²3p⁶4s²3d⁶

Wiesz już, jak używać diagramu poziomów energetycznych do przedstawiania konfiguracji elektronowych. Jeżeli trochę poćwiczysz pisanie takich konfiguracji, będziesz mógł ominąć etap rysowania diagramu poziomów energetycznych i od razu pisać konfigurację elektronową, pamiętając o liczbie elektronów i kolejności zapełniania orbitali. Zawsze warto szukać rozwiązań, które pomogą nam oszczędzić trochę czasu, prawda?

Życie na krawędzi, czyli elektrony walencyjne

Gdy chemicy badają reakcje chemiczne, analizują przechodzenie lub uwspólnianie elektronów. Elektrony, które są słabiej przyciągane przez jądro — te na najwyższym poziomie energetycznym — są pozyskiwane, tracone lub współdzielone.

Elektrony są naładowane ujemnie, a jądro ma ładunek dodatni ze względu na obecność protonów. Protony przyciągają elektrony i utrzymują je na miejscu, ale im dalej znajdują się te elektrony, tym mniejsza jest siła przyciągania.

Elektrony znajdujące się na najwyższym poziomie energetycznym są zwykle nazywane elektronami walencyjnymi. Chemicy analizują zachowanie tylko tych elektronów, które znajdują się na orbitalach s i p poziomu energetycznego zapełnionego elektrami walencyjnymi. W konfiguracji elektronowej tlenu 1s²2s²2p⁴ pierwszy poziom energetyczny jest zapełniony, na poziomie drugim zaś dwa elektrony znajdują się na orbitalu 2s, a cztery pozostałe na orbitalu 2p — i te sześć elektronów to właśnie elektrony walencyjne. To one są oddawane, przyjmowane albo uwspólniane.

Znajomość liczby elektronów walencyjnych w danym atomie pomaga przewidzieć, jak będzie on reagował. W rozdziale 5., który zawiera omówienie układu okresowego, pokażę Ci szybki sposób na obliczenie liczby elektronów walencyjnych bez konieczności rozpisywania konfiguracji elektronowej atomu.

Izotopy i jony

Atomy danego pierwiastka mają identyczną liczbę protonów i elektronów, ale mogą różnić się liczbą neutronów. Jeżeli mają różną liczbę neutronów, to nazywamy je izotopami. Gdy elektrycznie obojętny atom przyjmuje lub oddaje elektrony, to powstały w rezultacie naładowany atom jest nazywany jonem. W następnych punktach omówię szerzej zagadnienia izotopów i jonów.

Izotopy

Wodór jest pierwiastkiem powszechnie występującym na Ziemi. Jego liczba atomowa to 1, gdyż jego jądro zawiera jeden proton. Atom wodoru ma również jeden elektron. Ponieważ ma taką samą liczbę protonów i elektronów — podobnie jak wszystkie inne atomy — jest on elektrycznie obojętny (ładunek dodatni i ujemny wzajemnie się znoszą).

Większość atomów wodoru występujących na Ziemi nie zawiera żadnych neutronów. Możesz użyć symboliki z rysunku 4.2 do opisania atomów wodoru, które nie zawierają neutronów, tak jak pokazuję na rysunku 4.8a.

Rysunek 4.8. Izotopy wodoru: niezawierający neutronów (a), zawierający jeden neutron (b) i zawierający dwa neutrony (c)

Jednak średnio jeden na 6 tysięcy atomów wodoru zawiera w swoim jądrze neutron. Takie atomy nadal są atomami wodoru, mają bowiem jeden proton i jeden elektron; po prostu mają jeszcze neutron, którego większość atomów wodoru nie posiada. Te atomy są nazywane izotopami. Rysunek 4.8b przedstawia izotop wodoru, powszechnie nazywany deuterem, który zawiera jeden neutron. Ponieważ zawiera on jeden proton i jeden neutron, jego liczba masowa wynosi 2.

Istnieje nawet taki izotop wodoru, który zawiera dwa neutrony. Nosi on nazwę trytu i został przedstawiony na rysunku 4.8c. Na Ziemi występuje tylko w niewielkich ilościach, ale można go z łatwością stworzyć.

A teraz spójrz jeszcze raz na rysunek 4.8. Pod nazwą każdego symbolu znajduje się inna, alternatywna reprezentacja danego izotopu: symbol pierwiastka, łącznik, a potem liczba masowa.

Być może zastanawiasz się teraz: „Jeśli przeprowadzam obliczenia uwzględniające masę atomową wodoru, którego izotopu mam użyć?”. W takich sytuacjach bierzemy pod uwagę średnią masę wszystkich naturalnie występujących izotopów wodoru. Nie jest to jednak zwykła średnia. (Musisz uwzględnić to, że istnieje dużo więcej H-1 niż H-2, natomiast H-3 w ogóle nie należy brać pod uwagę, ponieważ występuje w naturze zbyt rzadko). Używamy średniej masy atomowej (średniej ważonej), która uwzględnia liczebność naturalnie występujących izotopów. To dlatego masa atomowa wodoru w tabeli 4.2 nie jest liczbą całkowitą i wynosi 1,0079 u. Ta liczba pokazuje, że na świecie istnieje dużo więcej H-1 niż H-2.

Srebro istnieje w postaci dwóch izotopów. 51,830 procent całego srebra na świecie to Ag-107 o masie 106,905 u. Pozostałe 48,170 procent to Ag-109 o masie 108,905 u. Jaka będzie średnia masa atomowa?

Aby obliczyć średnią ważoną, należy pomnożyć udział procentowy (wyrażony w liczbie dziesiętnej) każdego izotopu przez jego masę, a następnie dodać do siebie oba wyniki. Oto równanie dla naszego przykładu ze srebrem:

(0,51830 ∙ 106,905 u) + (0,48170 ∙ 108,905 u) = 107,87 u

Wiele pierwiastków ma kilka izotopów. Więcej na ten temat przeczytasz w rozdziale 20.

Jony

Wielokrotnie powtarzam w tej książce, że ponieważ atom sam w sobie jest elektrycznie obojętny, liczba jego protonów i elektronów jest równa. W niektórych jednak przypadkach atom może uzyskać ładunek elektryczny. Na przykład w związku chlorku sodu (soli kuchennej) atom sodu ma ładunek dodatni, a atom chloru — ujemny. Atomy (albo ich grupy), które nie mają równej liczby protonów i elektronów, to jony.

Elektrycznie obojętny atom sodu ma 11 protonów i 11 elektronów, co oznacza, że ma 11 ładunków dodatnich i 11 ujemnych. Ogólnie rzecz biorąc, atom sodu jest elektrycznie obojętny, a jego symbol to Na. Ale jon sodu zawiera jeden ładunek dodatni więcej, niż ma ładunków ujemnych, dlatego zapisujemy go jako Na⁺ (znak ⁺ oznacza jego dodatni ładunek elektryczny).

Ta nierówna liczba ładunków dodatnich i ujemnych może mieć dwie przyczyny: atom może pozyskać proton (ładunek dodatni) albo stracić elektron (ładunek ujemny). Który z tych procesów jest bardziej prawdopodobny? Cóż, najprostsza wskazówka jest taka, że zyskanie lub utracenie elektronu jest łatwe, natomiast zyskanie lub utracenie protonu jest bardzo trudne. Dlatego większość atomów staje się jonami na skutek przyjęcia lub utracenia elektronu.

Jeżeli jon powstaje na skutek utraty elektronu, to ma więcej protonów niż elektronów — czyli ma większy ładunek dodatni. Jony dodatnie nazywamy kationami. Ich dodatni ładunek oznaczamy za pomocą małego znaku plusa w indeksie górnym za symbolem atomu (na przykład Na⁺). Jeśli atom utraci dwa elektrony zamiast jednego, to w rezultacie powstaje również kation, ale o większym ładunku dodatnim (a dokładniej — o dwukrotnie większym, niż gdyby atom utracił tylko jeden elektron). W tym przypadku przed znakiem plusa podajemy liczbę utraconych elektronów (na przykład Mg²⁺ dla kationu, który utracił dwa elektrony, albo Al³⁺ dla glinu, który utracił trzy elektrony).

Jeśli jon powstaje na skutek przyjęcia elektronu, liczba jego elektronów jest większa niż liczba protonów, dlatego jon ma ładunek ujemny. Jony naładowane ujemnie nazywamy anionami i oznaczamy je małym znakiem minusa w indeksie górnym (–). Jeżeli atom chloru przyjmie jeden elektron, staje się on jonem chloru, ponieważ ma nierówną liczbę protonów i elektronów. A dokładnie mówiąc: staje się anionem, czyli jonem naładowanym ujemnie. Zapisujemy go jako Cl–. (Jeśli interesuje Cię tematyka jonów, kationów i anionów, zajrzyj do rozdziału 13., w którym znajdziesz szersze omówienie tych zagadnień. To, co napisałem tutaj, to tylko zwiastun tego, co Cię czeka później).

Żeby nieco bardziej rozbudzić Twoją ciekawość, chciałbym przedstawić Ci kilka ciekawostek na temat jonów:

• Można pisać konfiguracje elektronowe i rysować diagramy poziomów energetycznych dla jonów. Elektrycznie obojętny atom sodu (11 protonów) ma następującą konfigurację elektronową: 1s²2s²2p⁶3s¹. Kation sodu jest pozbawiony jednego elektronu — elektronu walencyjnego, który znajduje się najdalej od jądra (w tym przypadku jest to elektron z orbitalu 3s). Konfiguracja elektronowa Na⁺ to 1s²2s²2p⁶.

• Jeśli dwie cząstki chemiczne mają taką samą konfigurację elektronową, to mówimy, że są izoelektronowe. Na przykład konfiguracja elektronowa jonu chloru (Cl–), 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, jest taka sama jak konfiguracja elektrycznie obojętnego atomu argonu. A zatem anion chloru i argon są izoelektronowe. Zrozumienie chemii przypomina czasami naukę nowego języka, prawda?

• W tym podrozdziale mówimy o jonach jednoatomowych. Istnieją jednak również jony wieloatomowe. Jon amonowy NH₄⁺ to jon wieloatomowy, a dokładnie mówiąc: kation wieloatomowy. Jon azotanowy, NO₃–, także jest jonem wieloatomowym, a konkretnie anionem wieloatomowym.

• Jony występują powszechnie w klasie związków nazywanych solami albo kryształami jonowymi. Gdy sole zostaną stopione albo rozpuszczone w wodzie, powstają roztwory, które przewodzą prąd elektryczny. Substancja przewodząca prąd elektryczny po stopieniu albo rozpuszczeniu w wodzie nosi nazwę elektrolitu. Sole są elektrolitami, ale jak się przekonasz, czytając rozdział 11., nie wszystkie elektrolity są solami. Sól stołowa — chlorek sodu — to dobry przykład elektrolitu.

Natomiast gdy cukier stołowy (sacharoza) zostanie rozpuszczony w wodzie, powstanie roztwór, który nie przewodzi prądu elektrycznego. Dlatego sacharoza jest nieelektrolitem. To, czy dana substancja jest elektrolitem czy nieelektrolitem, pomaga w poznaniu rodzaju wiązań występujących w danym związku chemicznym. Jeśli substancja jest elektrolitem, to prawdopodobnie występują w niej wiązania jonowe (zobacz rozdział 13.). Jeżeli zaś jest nieelektrolitem, to prawdopodobnie występują w niej wiązania kowalencyjne (zobacz rozdział 14.).

Spis treści

O autorze

Podziękowania od autora

Podziękowania od wydawcy oryginału

Wstęp

O książce

Naiwne założenia

Czego nie czytać

Jak podzielona jest książka

Część I. Podstawowe pojęcia chemiczne

Część II. Obfitość koncepcji chemicznych

Część III. Cudowna moc wiązań

Część IV. Chemia środowiskowa — korzyści i problemy

Część V. Dekalogi

Ikony użyte w książce

Co dalej

Część I Podstawowe pojęcia chemiczne

Rozdział 1. Czym jest chemia i dlaczego trzeba ją poznać?

Czym jest chemia?

Rozróżnienie między nauką a technologią

Odszyfrowanie metody naukowej

Jak działa metoda naukowa?

Jak stosować metodę naukową?

Krótki opis dyscyplin chemicznych

Podejście makroskopowe kontra mikroskopowe

Chemia czysta kontra chemia stosowana

Krótki rzut oka na to, czego będziesz się uczyć na zajęciach z chemii

Rozdział 2. Rozważania na temat obliczeń chemicznych

Układ jednostek miar SI

Podstawowe przedrostki układu SI

Jednostki długości

Jednostki masy

Jednostki objętości

Jednostki temperatury

Jednostki ciśnienia

Jednostki energii

Jak sobie radzić z bardzo dużymi i bardzo małymi liczbami?

Postać wykładnicza i notacja naukowa

Dodawanie i odejmowanie

Mnożenie i dzielenie

Podnoszenie liczby do potęgi

Korzystanie z kalkulatora

Różnica między dokładnością a precyzją

Wykorzystywanie metody zamiany jednostek do rozwiązywania zadań

Posługiwanie się cyframi znaczącymi

Porównywanie liczb: dokładne i liczone kontra mierzone

Określenie liczby cyfr znaczących w liczbie pomiarowej

Podawanie odpowiedniej liczby cyfr znaczących

Dodawanie i odejmowanie

Mnożenie i dzielenie

Zaokrąglanie liczb

Rozdział 3. Materia i energia

Fakty na temat materii

Ciała stałe

Ciecze

Gazy

Skupmy się na zmianie stanu skupienia

Topię się! Co za świat!

Temperatura wrzenia

Temperatura krzepnięcia

Przesublimuj to!

Klasyfikowanie czystych substancji i mieszanin

Prosta sprawa z czystymi substancjami

Pierwiastki

Związki chemiczne

Zamieszane w mieszaniny

Masz niezłe właściwości

Identyfikacja substancji za pomocą gęstości

Jak gęsty jesteś? Mierzenie gęstości

Świat w ruchu: energia

Przejdźmy dalej: energia kinetyczna

Rozsiądź się wygodnie: energia potencjalna

Pomiar energii

Rzut oka na temperaturę

Poczuj ten żar

Rozdział 4. Coś mniejszego niż atom? Struktura atomu

Spojrzenie z bliska na atom, czyli cząstki elementarne

Scena główna, czyli jądro

Umiejscowienie elektronów w atomie

Model Bohra

Model kwantowo-mechaniczny

Główna liczba kwantowa n

Poboczna liczba kwantowa l

Magnetyczna liczba kwantowa ml

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms

Co otrzymasz, jak zbierzesz te wszystkie informacje razem? (Piękną tabelkę)

Konfiguracja elektronowa

Badanie diagramu poziomów energetycznych

Rzut oka na konfiguracje elektronowe

Życie na krawędzi, czyli elektrony walencyjne

Izotopy i jony

Izotopy

Jony

Rozdział 5. Układ okresowy pierwiastków

Powtarzanie schematów okresowości

Rozmieszczenie pierwiastków w układzie okresowym

Klasyfikacja metali, niemetali i półmetali

Uporządkowanie pierwiastków według okresów i grup

Nazwa mojej grupy jest wyjątkowa

Co wspólnego mają elektrony walencyjne z grupami?

Rozdział 6. Balony, opony i butle do nurkowania, czyli cudowny świat gazów

Gazy na poziomie mikroskopowym — teoria kinetyczno-molekularna

Czuć ciśnienie — atmosferyczne, rzecz jasna

Mierzenie ciśnienia atmosferycznego za pomocą barometru

Mierzenie ciśnienia gazu za pomocą manometru

Różne prawa gazowe

Prawo Boyle’a-Mariotte’a

Prawo Charles’a

Prawo Gay-Lussaca

Połączone prawa gazowe

Prawo Avogadra

Równanie stanu gazu doskonałego

Równanie van der Waalsa

Zastosowanie praw gazowych w stechiometrii

Zabieramy się za prawo Daltona i prawo Grahama

Prawo Daltona

Prawo Grahama

Część II Obfitość koncepcji chemicznych

Rozdział 7. Chemia od kuchni, czyli reakcje chemiczne

To, co masz, i to, co uzyskasz, czyli substraty i produkty

Jak zachodzą reakcje? Teoria zderzeń

Przykład zderzenia prostego

Przykład egzotermiczny

Przykład endotermiczny

Rozpoznawanie różnych rodzajów reakcji

Reakcje syntezy

Reakcje analizy

Reakcje wymiany pojedynczej

Reakcje wymiany podwójnej

Reakcje strącania

Reakcje zobojętniania

Reakcje spalania

Reakcje utleniania i redukcji

Bilansowanie reakcji chemicznych

Bilansowanie produkcji amoniaku

Zapalanie zapalniczki

Rozdział 8. Mole — dasz radę się w to wgryźć?

Liczenie przez ważenie

Wykorzystywanie moli w obliczeniach

Liczba Avogadra

Wykorzystywanie moli w pracy

Obliczanie wzorów empirycznych

Rola moli w reakcjach chemicznych

Wykonywanie obliczeń

Czego potrzebujesz i co uzyskasz? Stechiometria reakcji

Poznaj swoją wartość, czyli wydajność reakcji chemicznej

Wyczerpanie zapasów i porzucanie dóbr, czyli substraty ograniczające

Rozdział 9. Zamieszanie w materii, czyli roztwory

Podstawowe pojęcia: substancja rozpuszczona, rozpuszczalnik i roztwór

Kilka uwag na temat rozpuszczalności: ile substancji ulegnie rozpuszczeniu?

Badanie nasycenia

Jednostki określające stężenie roztworu

Stężenie procentowe — trzy różne proporcje

Stężenie procentowe wagowe

Stężenie procentowe wagowo-objętościowe

Stężenie procentowe objętościowe

Stężenie molowe — numer jeden!

Stężenie molalne — kolejne zastosowanie mola

Części na milion — jednostka zanieczyszczenia

Właściwości koligatywne roztworów

Niższe ciśnienie, czyli obniżenie prężności par

Zimowy płyn do chłodnicy w lecie, czyli ebulioskopia

Kręcenie lodów, czyli krioskopia

Całe i zdrowe krwinki, czyli ciśnienie osmotyczne

Przejścia z koloidami

Rozdział 10. Termochemia — gorący temat

Obserwowanie reakcji i zmian energii

Układ i otoczenie

Ciepło

Jednostki energii

Pojemność cieplna

Kalorymetria

Kalorymetr cieczowy

Bomba kalorymetryczna

Zrozumienie zmian entalpii

Określenie ciepła reakcji

Zrób to sam

Korzystanie z tabel

Zastosowanie prawa Hessa

Używanie standardowych ciepeł tworzenia

Zrozumienie entalpii i przemian fazowych

Rozdział 11. Kwaśne i gorzkie, czyli kwasy i zasady

Właściwości kwasów i zasad — poziom makroskopowy

Kwasy i zasady — poziom mikroskopowy

Teoria Arrheniusa, czyli potrzebujesz wody

Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, czyli dawanie i przyjmowanie

Różnice między mocnymi a słabymi kwasami i zasadami

Całkowita dysocjacja — mocne kwasy

Rozpaść się na kawałki — mocne zasady

Częściowa jonizacja — słabe kwasy

Określenie stanu równowagi dla wody — słabe zasady

Reakcje między kwasami a zasadami według Brønsteda-Lowry’ego, czyli rywalizowanie o protony

Gra na dwa fronty, czyli amfoteryczna woda

Rozpoznawanie kwasów i zasad dzięki wskaźnikom

Papierek lakmusowy prawdę Ci powie

Miareczkowanie fenoloftaleiną

Kawa i inne substancje na skali pH

Kontrolowanie pH za pomocą buforów

Część III Cudowna moc wiązań

Rozdział 12. Gdzie ja położyłem ten elektron? Teoria kwantowa

Koncepcje dotyczące materii i światła

Podstawowe pojęcia

Spektroskopia

Widma emisyjne

Widma absorpcyjne

Model atomu Bohra

Wkład de Broglie’a

Wkład Heisenberga

Model kwantowo-mechaniczny

Rozdział 13. Przeciwieństwa naprawdę się przyciągają, czyli wiązania jonowe

Magicznie związane jony, czyli sód + chlor = sól kuchenna

Spotkanie składników

Przebieg reakcji

Rola sodu

Rola chloru

Tworzenie wiązania

Rozpoznawanie jonów dodatnich i jonów ujemnych — kationy i aniony

Jony wieloatomowe (złożone)

Łączenie się jonów w związki jonowe

Połączenie magnezu z bromem

Stosowanie reguły krzyżowej

Nazewnictwo związków jonowych

Porównanie elektrolitów i nieelektrolitów

Rozdział 14. Piękne współdzielenie, czyli wiązania kowalencyjne

Podstawowe informacje na temat wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne na przykładzie wodoru

Porównanie wiązań kowalencyjnych z innymi wiązaniami

Wiązania wielokrotne

Nazewnictwo dwupierwiastkowych związków kowalencyjnych

Nauczenie się wielu wzorów w krótkim czasie

Wzór empiryczny — tylko pierwiastki

Wzór rzeczywisty sumaryczny lub cząsteczkowy — wewnątrz liczb

Wzór strukturalny — dodatkowe informacje na temat wiązań

Pisanie wzoru elektronowego kropkowego cząsteczki wody

Wzór Lewisa cząsteczki wody

Pisanie wzoru Lewisa cząsteczki C₂H₄O

Uwspólnianie par elektronowych — nie zawsze po równo

Przyciąganie elektronów, czyli elektroujemność

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Woda — naprawdę dziwna cząsteczka

Rozdział 15. Jak naprawdę wyglądają cząsteczki? Geometria cząsteczek i hybrydyzacja

Dlaczego kształt ma znaczenie?

Naładowanie polarnością

Przewidywanie polarności

Geometria elektronów i cząsteczek (VSEPR)

Teoria wiązań walencyjnych (hybrydyzacji)

Teoria orbitali molekularnych (MO)

Rozdział 16. Trendy w układzie okresowym pierwiastków

Jakie znaczenie ma wielkość?

Czym jest efektywny ładunek jądra?

Zmiany w promieniu atomowym

Śledzenie tendencji promieni jonowych

Trendy w energii jonizacji

Wzrost kolejnych energii

Uwzględnienie stabilności

Kilka wyjątków od reguły

Trendy w powinowactwie elektronowym

Rozdział 17. Analiza powiązań między oddziaływaniem międzycząsteczkowym a materią skondensowaną

Rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych

Połączenie jonów z dipolami

Wzajemne przyciąganie się dipoli

Zmierzanie do wodoru

Łączenie się przez chmurę

Tworzenie tymczasowych wiązań przy udziale sił (dyspersyjnych) Londona

Właściwości cieczy

Opór przeciw powiększaniu, czyli napięcie powierzchniowe

Opór przeciw płynięciu, czyli lepkość

Wspinanie się po ścianach, czyli zjawiska kapilarne

Rozgrzewka, czyli pojemność cieplna

Ciała stałe

Odczytywanie wykresów fazowych

Część IV Chemia środowiskowa — korzyści i problemy

Rozdział 18. Ehe, ehe! Zanieczyszczenie powietrza

Wpływ cywilizacji na atmosferę

Bliższe spojrzenie na atmosferę Ziemi

Troposfera — najbliższa i najbardziej narażona

Stratosfera — ochronna warstwa ozonowa

Co warto wiedzieć o warstwie ozonowej?

Jak warstwa ozonowa reaguje na gazy?

Jak freony niszczą warstwę ozonową?

Problem efektu cieplarnianego

Oddychanie brązowym powietrzem, czyli smog fotochemiczny

Smog londyński

Smog fotochemiczny

Rozpuszczam się! Kwaśne deszcze

Nie pij tej wody! Z czego się składają kwaśne deszcze?

Naładuj i wyrzuć, czyli elektrofiltry

Mycie wody, czyli płuczki

Rozdział 19. Wszystko na temat zanieczyszczenia wody

Skąd się bierze woda i gdzie znika?

Parowanie, skraplanie… I tak w kółko

Śledzenie wody

Woda — najbardziej niezwykła substancja

Lista najczęściej występujących zanieczyszczeń wód

Problem z ołowiem — zanieczyszczenie metalami ciężkimi

Kwas, który spada na nas z nieba

Drobnoustroje chorobotwórcze

Wycieki ze składowisk odpadów i lotne związki organiczne

Zanieczyszczenia z gospodarstw rolnych

Zanieczyszczenia termiczne

Zużywanie tlenu — BZT

Usunięcie smrodu ze ścieków

Pierwszy stopień oczyszczania

Drugi stopień oczyszczania

Trzeci stopień oczyszczania

Oczyszczanie wody pitnej

Rozdział 20. Chemia jądrowa — nauka, która sprawi, że się rozpromienisz

Podstawowa struktura atomowa — wszystko zaczyna się od atomu

Promieniotwórczość i rozpad promieniotwórczy wywołany przez człowieka

Naturalny rozpad promieniotwórczy

Rozpad alfa

Rozpad beta

Emisja gamma

Emisja pozytonu

Wychwyt elektronu

Kiedy dochodzi do rozpadu promieniotwórczego? Czas połowicznego rozpadu

Obliczanie czasu połowicznego rozpadu

Bezpieczne korzystanie z materiału promieniotwórczego

Datowanie izotopowe

Inicjowanie reakcji, czyli rozszczepienie jądra

Obliczanie reakcji łańcuchowych i masy krytycznej

Reakcje kontrolowane, czyli elektrownie jądrowe

Jak wytwarza się elektryczność w elektrowniach jądrowych?

Wady elektrowni jądrowych

Wysokie koszty

Kwestie bezpieczeństwa — awarie na Three Mile Island i w Czarnobylu

Pozbywanie się odpadów

Wytwarzanie plutonu w reaktorach powielających

Reakcje termojądrowe — nasza nadzieja na energię

Problemy z opanowaniem energii

Uzyskanie odpowiedniej temperatury

Utrzymywanie osiągniętego stanu przez wystarczająco długi czas

Hermetyzacja reakcji

Co niesie przyszłość?

Skutki promieniowania

Część V Dekalogi

Rozdział 21. Dziesięć przypadkowych odkryć chemicznych

Zmierzenie objętości

Nadanie gumie trwałej formy stałej

Cząsteczki praworęczne i leworęczne

Sztuczny barwnik — droga na skróty do koloru

Wyśnienie budowy pierścieniowej

Odkrycie promieniotwórczości

Wynalezienie niezwykle śliskiej substancji — teflonu

Karteczki samoprzylepne

Odrastanie włosów

Słodkie co nieco

Rozdział 22. Dziesięciu (plus jeden) wybitnych chemików

Amedeo Avogadro

Niels Bohr

Maria Skłodowska-Curie

John Dalton

Michael Faraday

Antoine Lavoisier

Dmitrij Mendelejew

Linus Pauling

Ernest Rutherford

Glenn Seaborg

Trzecioklasistka eksperymentująca z octem i proszkiem do pieczenia

Rozdział 23. Dziesięć wspaniałych porad, które pomogą Ci zdać egzamin z chemii

Ucz się systematycznie

Staraj się zrozumieć tekst, a nie tylko go zapamiętać

Wyrób sobie nawyk odrabiania zadań domowych

Szukaj wiedzy w innych źródłach

Przed zajęciami przeczytaj nową lekcję

Rób notatki

Przepisz swoje notatki z lekcji albo wykładu

Zadawaj pytania

Wyśpij się dobrze przed egzaminem

Zwracaj uwagę na szczegóły

Rozdział 24. Dziesięć najważniejszych substancji chemicznych w przemyśle

Kwas siarkowy (H₂SO₄)

Azot (N₂)

Etylen (C₂H₄)

Tlen (O₂)

Propylen (C₃H₆)

Chlor (Cl₂)

1,2-dwuchloroetylen (C₂H₂Cl₂)

Kwas fosforowy (H₃PO₄)

Amoniak (NH₃)

Wodorotlenek sodu (NaOH)

Słownik