§5.1

Οξέα

Τα οξέα τα συναντάμε παντού: στο λεμόνι και στην πορτοκαλάδα (κιτρικό οξύ), στο ξίδι (οξικό οξύ), στο γιαούρτι (γαλακτικό οξύ), στα αναψυκτικά τύπου cola (φωσφορικό οξύ), στο κρασί (τρυγικό οξύ), στους χυμούς φρούτων (ασκορβικό οξύ, δηλαδή βιταμίνη C). Και στο σώμα μας: το στομάχι εκκρίνει υδροχλωρικό οξύ για να διασπά τις τροφές, και οι μύες παράγουν γαλακτικό οξύ όταν κουράζονται.

Οξέα κατά Arrhenius

Ο Σουηδός χημικός Svante Arrhenius εξήγησε το 1887 γιατί όλα τα οξέα μοιάζουν: όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν κατιόντα υδρογόνου (H⁺). Σε αυτά οφείλονται οι κοινές τους ιδιότητες.

Οξέα είναι οι ενώσεις που, όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν κατιόντα υδρογόνου H⁺.

* Στο οξικό οξύ μόνο ένα μέρος των μορίων δίνει ιόντα.

§5.2

Βάσεις

Βάσεις υπάρχουν κυρίως σε καθαριστικά: στο καθαριστικό φούρνου και στο αποφρακτικό σωληνώσεων (υδροξείδιο του νατρίου, NaOH), στο καθαριστικό τζαμιών και στις βαφές μαλλιών (αμμωνία, NH₃). Το «γάλα μαγνησίας» για την καούρα του στομάχου περιέχει Mg(OH)₂, και το ασβεστόνερο είναι διάλυμα Ca(OH)₂.

Βάσεις κατά Arrhenius

Οι πιο συνηθισμένες βάσεις είναι τα υδροξείδια των μετάλλων. Είναι ιοντικές ενώσεις: δεν σχηματίζουν μόρια αλλά κρυστάλλους. Όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν ανιόντα υδροξειδίου (OH⁻).

Βάσεις είναι οι ενώσεις που, όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν ανιόντα υδροξειδίου OH⁻.

* Η αμμωνία αντιδρά με το νερό και μόνο ένα μέρος των μορίων της δίνει ιόντα.

§5.3

Η κλίμακα pH

Το pH δείχνει πόσο όξινο ή πόσο βασικό είναι ένα υδατικό διάλυμα. Στους 25 °C παίρνει πρακτικά τιμές από 0 έως 14. Την κλίμακα την πρότεινε ο Δανός χημικός S. P. L. Sørensen.

• Ουδέτερο (pH = 7): το καθαρό (απιοντισμένο) νερό. Έχει ελάχιστα και ίσα σε πλήθος ιόντα H⁺ και OH⁻.
• Όξινο (pH < 7): πλήθος H⁺ > πλήθος OH⁻. Όσο μικρότερο το pH, τόσο πιο όξινο.
• Βασικό (pH > 7): πλήθος OH⁻ > πλήθος H⁺. Όσο μεγαλύτερο το pH, τόσο πιο βασικό.

Το pH μερικών υλικών (ενδεικτικές τιμές)

Τι γίνεται αν αραιώσω με νερό;

Αν προσθέσουμε νερό σε ένα όξινο διάλυμα, γίνεται λιγότερο όξινο και το pH του αυξάνεται, αλλά μένει πάντα κάτω από 7. Αν αραιώσουμε ένα βασικό διάλυμα, το pH του μειώνεται, αλλά μένει πάντα πάνω από 7. Η αραίωση δεν κάνει ποτέ ένα οξύ βάση, ούτε το αντίστροφο.

Πώς μετράμε το pH

• Πεχάμετρο: ηλεκτρονικό όργανο, δίνει ακριβή τιμή.
• Πεχαμετρικό χαρτί: χαρτί με μείγμα δεικτών. Αλλάζει χρώμα και το συγκρίνουμε με μια χρωματική κλίμακα. Είναι εύκολο, αλλά λιγότερο ακριβές.
• Δείκτες: ουσίες που αλλάζουν χρώμα ανάλογα με το pH.

§5.3 · Δείκτες

Πώς αλλάζουν χρώμα οι δείκτες

Κάθε δείκτης αλλάζει χρώμα σε ένα συγκεκριμένο εύρος pH, που λέγεται περιοχή αλλαγής χρώματος. Γι' αυτό διαφορετικοί δείκτες «βλέπουν» διαφορετικά πράγματα. Το πεχαμετρικό χαρτί έχει μείγμα δεικτών και αλλάζει χρώμα σε όλη την κλίμακα. Μετακίνησε τον δείκτη του pH και δες τι χρώμα παίρνει ο καθένας.

Τα όρια και τα χρώματα είναι ενδεικτικά. Το κόκκινο λάχανο και το πεχαμετρικό χαρτί αλλάζουν λίγο ανάλογα με το λάχανο ή τον κατασκευαστή.

§5.4

Εξουδετέρωση και άλατα

Όταν ανακατεύουμε ένα διάλυμα οξέος με ένα διάλυμα βάσης, τα H⁺ του οξέος ενώνονται με τα OH⁻ της βάσης και σχηματίζουν νερό. Έτσι «εξουδετερώνονται» οι ιδιότητες και του οξέος και της βάσης.

H⁺ + OH⁻ ⟶ H₂O

οξύ + βάση ⟶ άλας + νερό

Το τελικό διάλυμα δεν είναι πάντα ουδέτερο. Εξαρτάται από τις ποσότητες:

• Αν περισσέψουν H⁺ από το οξύ, το διάλυμα είναι όξινο.
• Αν περισσέψουν OH⁻ από τη βάση, το διάλυμα είναι βασικό.
• Αν δεν περισσέψει τίποτα, είναι ουδέτερο. Με το μπλε της βρωμοθυμόλης το βλέπουμε όταν το χρώμα γίνει πράσινο.

• Ευδιάλυτο άλας: από HCl + NaOH προκύπτει μαγειρικό αλάτι (NaCl), που μένει διαλυμένο. Για να το πάρουμε, εξατμίζουμε το νερό με θέρμανση. Έτσι παίρνουμε αλάτι και στις αλυκές.
• Δυσδιάλυτο άλας: από H₂SO₄ + Ba(OH)₂ προκύπτει BaSO₄, που πέφτει αμέσως στον πάτο ως λευκό ίζημα. Το παίρνουμε με διήθηση.
• Δεν διαλύονται όλα τα άλατα το ίδιο εύκολα: το NaCl διαλύεται εύκολα, ενώ η γύψος (CaSO₄) δύσκολα.

§5.5

Στην καθημερινή ζωή

• Τρόφιμα: αλάτι (NaCl) για γεύση και συντήρηση, ξίδι στη σαλάτα, κιτρικό και ανθρακικό οξύ στα αναψυκτικά, άλατα ως συντηρητικά.
• Οργανισμός: οξύ στο γαστρικό υγρό, γαλακτικό οξύ στους κουρασμένους μυς.
• Τσιμπήματα: το δηλητήριο της μέλισσας είναι όξινο και το εξουδετερώνει μια βάση (π.χ. αμμωνία). Το δηλητήριο της σφήκας είναι βασικό και το εξουδετερώνει ένα οξύ (π.χ. ξίδι).
• Φάρμακα: τα αντιόξινα περιέχουν βάσεις που εξουδετερώνουν τα οξέα του στομάχου. Η ασπιρίνη περιέχει ακετυλοσαλικυλικό οξύ.
• Σπίτι: τα σαπούνια είναι άλατα λιπαρών οξέων. Τα καθαριστικά για την «πέτρα» περιέχουν HCl, ενώ για τα λίπη και τις αποφράξεις περιέχουν NaOH ή NH₃.
• Γεωργία: το pH του εδάφους καθορίζει τι καλλιεργείται. Τα λιπάσματα είναι νιτρικά, φωσφορικά και καλιούχα άλατα.
• Κτίρια και περιβάλλον: ασβέστης (Ca(OH)₂) για το άσπρισμα, μάρμαρο (CaCO₃) για γλυπτά. Η όξινη βροχή διαβρώνει το μάρμαρο και τους ασβεστόλιθους, βλάπτει μνημεία και καταστρέφει δάση.

Τι είναι οι ρίζες

Ρίζα είναι μια ομάδα ατόμων που μένουν ενωμένα και στις χημικές ενώσεις συμπεριφέρονται σαν να ήταν ένα άτομο. Για παράδειγμα, στο CaSO₄ (γύψος) και στο Na₂SO₄ η ομάδα SO₄, η θειική ρίζα, μένει πάντα ίδια.

Οι ρίζες έχουν ηλεκτρικό φορτίο, δηλαδή είναι ιόντα με πολλά άτομα. Οι περισσότερες είναι αρνητικές. Η μόνη συνηθισμένη θετική ρίζα είναι το αμμώνιο (NH₄⁺), που συμπεριφέρεται σαν μέταλλο.

Σθένος μιας ρίζας είναι ο αριθμός που δείχνει πόσα φορτία έχει, π.χ. η θειική ρίζα SO₄²⁻ έχει σθένος 2.

Πώς γράφω τον χημικό τύπο

1. Γράφω πρώτα το θετικό μέρος (μέταλλο ή αμμώνιο) και μετά το αρνητικό (αμέταλλο ή ρίζα).
2. Το σθένος του ενός γίνεται δείκτης του άλλου (χιαστί).
3. Αν οι δείκτες απλοποιούνται, τους απλοποιώ. Τον δείκτη 1 δεν τον γράφω.
4. Αν μια ρίζα παίρνει δείκτη μεγαλύτερο από 1, τη βάζω σε παρένθεση.

Έλεγχος: τα θετικά φορτία πρέπει να είναι ίσα με τα αρνητικά. Στο Al₂(SO₄)₃: 2·(+3) = +6 και 3·(−2) = −6.

Οι πιο γνωστές ρίζες

§1.1

Πώς καταλαβαίνουμε ότι έγινε χημική αντίδραση

Στη χημική αντίδραση από τις αρχικές ουσίες (αντιδρώντα) φτιάχνονται νέες ουσίες με διαφορετικές ιδιότητες (προϊόντα). Δεν βλέπουμε τα άτομα, βλέπουμε όμως σημάδια:

• Έκλυση αερίου (φυσαλίδες, αφρισμός): μαγειρική σόδα με ξίδι ή πορτοκαλάδα. Το οξυζενέ (H₂O₂) με πυρολουσίτη (MnO₂) δίνει οξυγόνο.
• Αλλαγή χρώματος: το τσάι αλλάζει χρώμα με λεμόνι. Το γαλάζιο διάλυμα CuSO₄ γίνεται πράσινο όταν βυθίσουμε μέσα ένα σιδερένιο καρφί.
• Σχηματισμός δυσδιάλυτης ουσίας (ιζήματος): δύο άχρωμα διαλύματα, KI και Pb(NO₃)₂, δίνουν κίτρινο ίζημα PbI₂. Το ασβεστόνερο θολώνει όταν φυσάμε μέσα με καλαμάκι.
• Φως και θερμότητα: το μαγνήσιο καίγεται με εκτυφλωτική λευκή φλόγα και γίνεται λευκή σκόνη, ένα νέο υλικό.

§1.2

Από τη χημική αντίδραση στη χημική εξίσωση

Χημική αντίδραση είναι κάθε μεταβολή κατά την οποία από τα αντιδρώντα σχηματίζονται νέες ουσίες με διαφορετικές ιδιότητες, τα προϊόντα.

• Εξώθερμες λέγονται οι αντιδράσεις που ελευθερώνουν θερμότητα, άρα ζεσταίνεται το περιβάλλον, π.χ. όλες οι καύσεις. Ενδόθερμες είναι αυτές που απορροφούν θερμότητα, άρα το περιβάλλον κρυώνει.
• Νόμος της διατήρησης της μάζας (Lavoisier): σε κάθε χημική αντίδραση η συνολική μάζα των αντιδρώντων είναι ίση με τη συνολική μάζα των προϊόντων. Π.χ. 64 g θείου + 96 g οξυγόνου δίνουν 160 g SO₃.

Τρεις τρόποι να γράψουμε μια αντίδραση

Η χημική εξίσωση έχει δύο μέλη που ενώνονται με βέλος: αριστερά τα αντιδρώντα, δεξιά τα προϊόντα.

Συχνά γράφουμε και τη φυσική κατάσταση κάθε ουσίας: (s) στερεό, (l) υγρό, (g) αέριο, (aq) υδατικό διάλυμα.

Παραδείγματα ισοστάθμισης

Δοκίμασε: ισοστάθμισε την εξίσωση

Άλλαξε τους συντελεστές με τα + και −. Ο πίνακας μετράει τα άτομα κάθε στοιχείου σε κάθε μέλος.

§1.3

Η αντίδραση ως αναδιάταξη ατόμων

Σε μια χημική αντίδραση τα άτομα ούτε χάνονται ούτε δημιουργούνται. Απλώς συνδέονται με διαφορετικό τρόπο: οι παλιοί χημικοί δεσμοί σπάνε και φτιάχνονται νέοι.

Στην καύση του μεθανίου, ο άνθρακας χωρίζεται από τα 4 υδρογόνα του. Τα άτομα μαζί με το οξυγόνο ξαναδένονται και σχηματίζουν ένα μόριο CO₂ και δύο μόρια H₂O:

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Η αναδιάταξη δεν γίνεται τυχαία: τα άτομα ακολουθούν συγκεκριμένους κανόνες. Στο SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO, το θείο δένεται με οξυγόνο και όχι με άζωτο.

§2.1

Η δομή του ατόμου

• Πυρήνας: στο κέντρο, με τα θετικά πρωτόνια (p) και τα ουδέτερα νετρόνια (n). Εκεί είναι σχεδόν όλη η μάζα του ατόμου.
• Ηλεκτρόνια (e): αρνητικά σωματίδια που κινούνται γύρω από τον πυρήνα. Το φορτίο του ηλεκτρονίου είναι αντίθετο από του πρωτονίου.
• Το άτομο είναι ηλεκτρικά ουδέτερο, γιατί έχει τόσα ηλεκτρόνια όσα πρωτόνια.

Κατανομή ηλεκτρονίων σε στιβάδες

Τα ηλεκτρόνια βρίσκονται σε στιβάδες K, L, M, N (n = 1, 2, 3, 4). Για τα πρώτα 20 στοιχεία ακολουθούμε τους κανόνες:

1. Γεμίζουμε πρώτα τη στιβάδα με τη μικρότερη ενέργεια: K, μετά L, μετά M κ.λπ.
2. Κάθε στιβάδα χωράει το πολύ 2n² ηλεκτρόνια: K 2, L 8, M 18, N 32.
3. Η εξωτερική στιβάδα έχει το πολύ 8 ηλεκτρόνια (η K το πολύ 2).
4. Η προτελευταία στιβάδα έχει από 8 έως 18 ηλεκτρόνια (εκτός αν είναι η K).

Π.χ. Na (Z = 11): K(2)–L(8)–M(1) · Cl (Z = 17): K(2)–L(8)–M(7) · K (Z = 19): K(2)–L(8)–M(8)–N(1).

Οι χημικές ιδιότητες ενός στοιχείου καθορίζονται από τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής του στιβάδας.

Δοκίμασε: στιβάδες και ιόντα των στοιχείων 1–20

§2.2

Ιόντα και ιοντικός δεσμός

Τα άτομα παίρνουν ή δίνουν ηλεκτρόνια για να αποκτήσουν σταθερή δομή με 8 e στην εξωτερική στιβάδα (ή 2 e, αν εξωτερική είναι η K).

Ιόν είναι το ηλεκτρικά φορτισμένο σωματίδιο που προκύπτει όταν ένα άτομο αποβάλει ή προσλάβει ηλεκτρόνια.

Π.χ. το Na, K(2)–L(8)–M(1), δίνει 1 e και γίνεται Na⁺, K(2)–L(8): 11 πρωτόνια, 10 ηλεκτρόνια, φορτίο +1. Το Cl, K(2)–L(8)–M(7), παίρνει 1 e και γίνεται Cl⁻, K(2)–L(8)–M(8): 17 πρωτόνια, 18 ηλεκτρόνια, φορτίο −1.

Οι ιοντικές ενώσεις

• Δεν αποτελούνται από μόρια, αλλά από ιόντα σε κρυσταλλικό πλέγμα.
• Είναι στερεές και κρυσταλλικές.
• Όταν διαλύονται στο νερό, ο κρύσταλλος διαλύεται και τα ιόντα ελευθερώνονται. Τα διαλύματά τους άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα.
• Ο τύπος δείχνει ποια ιόντα και με ποια αναλογία: NaCl → Na⁺ : Cl⁻ = 1 : 1, Na₂S → Na⁺ : S²⁻ = 2 : 1.

§2.3

Χαρακτηριστικές αντιδράσεις ιόντων

Με κατάλληλα αντιδραστήρια μπορούμε να βρούμε ποιο ιόν υπάρχει σε ένα διάλυμα, από το χρώμα του ιζήματος και από το αν αυτό διαλύεται σε περίσσεια αντιδραστηρίου.

§2.4

Στοιχεία και ιόντα στην υγεία μας

Ο οργανισμός μας χρησιμοποιεί 21 από τα 92 στοιχεία της Γης. Το 62% του σώματος είναι νερό. Ο άνθρακας είναι το «βασικό δομικό στοιχείο» των πρωτεϊνών, των υδατανθράκων και των λιπών. Πολλά μέταλλα είναι απαραίτητα, κυρίως ως ιόντα:

Ιχνοστοιχεία λέγονται όσα χρειαζόμαστε σε πολύ μικρές ποσότητες: π.χ. ο ψευδάργυρος (άμυνα απέναντι στις λοιμώξεις) και ο χαλκός (ερυθρά αιμοσφαίρια, νευρικά κύτταρα, κολλαγόνο).

§3.1

Οι προσπάθειες ταξινόμησης

Γύρω στο 1860 ήταν γνωστά περίπου 60 στοιχεία, και πολλά είχαν παρόμοιες ιδιότητες. Οι επιστήμονες προσπάθησαν να τα βάλουν σε σειρά:

• 1789 · Lavoisier – πίνακας 33 «απλών σωμάτων» (στοιχείων).
• 1828 · Döbereiner – ταξινόμηση σε τριάδες στοιχείων με παρόμοιες ιδιότητες. Berzelius – πίνακας ατομικών βαρών και σύμβολα με γράμματα.
• 1862 · de Chancourtois – τα στοιχεία σε σπείρα γύρω από κύλινδρο. Πρώτη φορά φαίνεται η περιοδικότητα.
• 1864–65 · Odling, Newlands – κατά αυξανόμενο ατομικό βάρος. Ο Newlands πρότεινε τον «κανόνα των οκτάβων»: το 8ο στοιχείο μοιάζει με το 1ο, όπως στη μουσική. Απορρίφθηκε, γιατί έβγαζε παράλογα, π.χ. σίδηρο όμοιο με οξυγόνο.
• 1864/1870 · Meyer – πίνακας 28 στοιχείων σε 6 στήλες.
• 1869 · Mendeleev – ο πρώτος ολοκληρωμένος Περιοδικός Πίνακας: 60 στοιχεία κατά αυξανόμενο ατομικό βάρος. Γραμμές = περίοδοι, στήλες = ομάδες με όμοια στοιχεία. Άφησε κενές θέσεις για στοιχεία που δεν είχαν βρεθεί και προέβλεψε τις ιδιότητές τους.
• 1894 · Ramsay – ανακάλυψη των ευγενών αερίων.
• 1913 · Moseley – ο νόμος της περιοδικότητας με βάση τον ατομικό αριθμό.

Το 2019, 150 χρόνια μετά τον Mendeleev, η UNESCO το όρισε Διεθνές Έτος του Περιοδικού Πίνακα.

§3.2

Ο σύγχρονος Περιοδικός Πίνακας

Νόμος της περιοδικότητας: οι χημικές ιδιότητες των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατομικού τους αριθμού.

• Τα στοιχεία μπαίνουν σε σειρά κατά αύξοντα ατομικό αριθμό (Z).
• 7 περίοδοι (οριζόντιες γραμμές) και 18 ομάδες (κατακόρυφες στήλες).
• Στοιχεία ανά περίοδο: 1η → 2, 2η και 3η → 8, 4η και 5η → 18, 6η και 7η → 32. Από αυτά, 14 στοιχεία της 6ης και 14 της 7ης είναι σε δύο σειρές κάτω από τον πίνακα, τις λανθανίδες και τις ακτινίδες.
• Η 7η περίοδος συμπληρώθηκε το 2010 με το τενέσιο (Ts, Z = 117).
• Στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν παρόμοιες ιδιότητες. Στην ίδια περίοδο, οι ιδιότητες αλλάζουν σταδιακά.

§3.3

Γιατί μοιάζουν τα στοιχεία της ίδιας ομάδας

Μέταλλα και αμέταλλα: τα αμέταλλα είναι στην επάνω δεξιά περιοχή του πίνακα. Τα μέταλλα, πολύ περισσότερα, πιάνουν σχεδόν όλο τον υπόλοιπο.

Τα στοιχεία της ίδιας ομάδας έχουν τον ίδιο αριθμό ηλεκτρονίων στην εξωτερική στιβάδα, γι' αυτό έχουν παρόμοιες ιδιότητες.

Το ήλιο είναι η εξαίρεση: έχει 2 e και όχι 8, γιατί εξωτερική του στιβάδα είναι η K, που γεμίζει με 2.

Δοκίμασε: τα στοιχεία 1–20 στον Περιοδικό Πίνακα

§4.1

Άνθρακας: ένα στοιχείο, πολλές ενώσεις

Ο άνθρακας (C) είναι στη 14η ομάδα και στη 2η περίοδο. Στη φύση τον βρίσκουμε ελεύθερο (γαιάνθρακες, διαμάντι, γραφίτης) και σε ενώσεις: ανθρακικά άλατα (π.χ. CaCO₃), CO, CO₂ και τις οργανικές ενώσεις.

Οργανική Χημεία είναι ο κλάδος που μελετά τις ενώσεις του άνθρακα, εκτός από το CO, το CO₂, τα ανθρακικά και τα κυανιούχα άλατα και λίγες ακόμα.

• Οι γνωστές οργανικές ενώσεις είναι περίπου 20.000.000. Οι ενώσεις όλων των άλλων στοιχείων μαζί δεν ξεπερνούν τις 600.000.
• Παλιά πίστευαν ότι μόνο οι ζωντανοί οργανισμοί φτιάχνουν οργανικές ενώσεις (βιταλισμός). Η θεωρία κατέρρευσε το 1828, όταν ο Wöhler έφτιαξε ουρία από ένα ανόργανο άλας.
• Ανίχνευση άνθρακα: ρίχνουμε πυκνό θειικό οξύ σε ζάχαρη (C₁₂H₂₂O₁₁). Το οξύ της αφαιρεί το νερό και μένει ένα μαύρο πορώδες στερεό, καθαρός άνθρακας.

Ταξινόμηση των οργανικών ενώσεων

• Με βάση την αλυσίδα: άκυκλες, με ανοιχτή αλυσίδα ευθεία ή διακλαδισμένη (π.χ. βουτάνιο, μεθυλοβουτάνιο), και κυκλικές, με δακτύλιο (π.χ. κυκλοπεντάνιο).
• Με βάση τους δεσμούς: κορεσμένες, όπου όλοι οι άνθρακες συνδέονται με απλούς δεσμούς, και ακόρεστες, με τουλάχιστον έναν διπλό ή τριπλό δεσμό (π.χ. προπένιο, προπίνιο).

Υδρογονάνθρακες και η ονομασία τους

Υδρογονάνθρακες είναι οι ενώσεις που έχουν μόνο άνθρακα και υδρογόνο. Πηγή τους είναι κυρίως το πετρέλαιο και το φυσικό αέριο. Το όνομα φτιάχνεται σαν παζλ, με τους κανόνες της IUPAC:

1. 1ο συνθετικό: πόσα άτομα C έχει: μεθ- (1), αιθ- (2), προπ- (3), βουτ- (4), πεντ- (5), εξ- (6), επτ- (7), οκτ- (8).
2. 2ο συνθετικό: το είδος των δεσμών. Για τους κορεσμένους (μόνο απλοί δεσμοί) είναι -αν-.
3. Κατάληξη: για όλους τους υδρογονάνθρακες είναι -ιο.

Σημεία βρασμού: μεθάνιο −162 °C, αιθάνιο −88,5 °C, προπάνιο −42 °C. Όσο μεγαλώνει η αλυσίδα, τόσο ψηλότερα βράζει.

§4.2

Οι ενώσεις του άνθρακα ως καύσιμα

Καύση είναι η αντίδραση ενός στοιχείου ή μιας ένωσης με το οξυγόνο, που συνοδεύεται από έκλυση θερμότητας και φωτός. Τα αέρια προϊόντα της λέγονται καυσαέρια.

2C₄H₁₀ + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O

2C₄H₁₀ + 9O₂ → 8CO + 10H₂O

2C₄H₁₀ + 5O₂ → 8C + 10H₂O

Πετρέλαιο και φυσικό αέριο

• Είναι ορυκτά καύσιμα (μαζί με τους γαιάνθρακες) και μη ανανεώσιμες πηγές ενέργειας. Αποτελούνται κυρίως από κορεσμένους υδρογονάνθρακες.
• Σχηματίστηκαν πριν από δεκάδες εκατομμύρια χρόνια από θαλάσσιους μικροοργανισμούς (πλαγκτόν) που θάφτηκαν χωρίς οξυγόνο. Με υψηλή πίεση, θερμοκρασία και βακτήρια έγιναν μείγματα υδρογονανθράκων.
• Η υπερβολική καύση τους αυξάνει το CO₂ της ατμόσφαιρας και οδηγεί στην κλιματική αλλαγή.
• Φυσικό αέριο: κυρίως μεθάνιο, ελαφρύτερο από τον αέρα: σε διαρροή φεύγει από τα παράθυρα. Υγραέριο (γκαζάκια): προπάνιο και βουτάνιο, βαρύτερο από τον αέρα: σε διαρροή μαζεύεται χαμηλά.

Στα διυλιστήρια το αργό πετρέλαιο περνά πρώτα αποθείωση, για να μη βγάζει ρυπογόνα οξείδια του θείου, και μετά κλασματική απόσταξη: χωρίζεται σε κλάσματα ανάλογα με το σημείο βρασμού, που εξαρτάται από τον αριθμό των ατόμων C.

§4.3

Οι ενώσεις του άνθρακα ως πρώτες ύλες

«Το πετρέλαιο είναι πολύ πολύτιμο για να καίγεται»: είναι η πρώτη ύλη για τα πετροχημικά, όπως πλαστικά, τεχνητό καουτσούκ, διαλύτες, φάρμακα, απορρυπαντικά και συνθετικά υφάσματα. Αυτά τα φτιάχνει η πετροχημική βιομηχανία.

Πολυμερισμός είναι η αντίδραση κατά την οποία πολλά μικρά μόρια, τα μονομερή, ενώνονται και σχηματίζουν μακρομόρια, τα πολυμερή.

Το πιο απλό παράδειγμα: πολλά μόρια αιθυλενίου (αιθένιο, CH₂=CH₂, ακόρεστο με έναν διπλό δεσμό) ενώνονται σε πολυαιθυλένιο, από το οποίο φτιάχνονται σακούλες, μεμβράνες και μπουκάλια.

ν CH₂=CH₂ → (–CH₂–CH₂–)_ν

Υπάρχουν και φυσικά πολυμερή: μετάξι, άμυλο, καουτσούκ, πρωτεΐνες. Π.χ. η καζεΐνη του γάλακτος, που χωρίζεται αν ζεστάνουμε γάλα με ξίδι, και η γλουτένη του αλευριού.

Τα «έξι μεγάλα» πλαστικά

Τα πλαστικά είναι φθηνά, ελαφριά και ανθεκτικά στη διάβρωση. Γι' αυτό όμως δεν αποικοδομούνται εύκολα και ρυπαίνουν έδαφος, ποτάμια και θάλασσες. Όταν καίγονται βγάζουν τοξικές ουσίες. Η λύση: ανακύκλωση, βιοδιασπώμενα πλαστικά και αυστηρότεροι νόμοι.

§4.4

Ενώσεις του άνθρακα με ενδιαφέρον

Αιθανόλη (οινόπνευμα), C₂H₅OH

• Προκύπτει θεωρητικά από το αιθάνιο, αν ένα H αντικατασταθεί από την ομάδα υδροξύλιο (–OH).
• Υγρό, εξατμίζεται εύκολα, είναι εύφλεκτο. Χρησιμοποιείται ως διαλύτης (φάρμακα, χρώματα, αρώματα), ως καύσιμο, και υπάρχει σε όλα τα αλκοολούχα ποτά. Αναμειγνύεται με το νερό σε κάθε αναλογία.
• Επιβραδύνει το νευρικό σύστημα και τα αντανακλαστικά. Πάνω από 0,35 g/100 mL στο αίμα μπορεί να φέρει κώμα ή θάνατο. Η συχνή κατανάλωση φέρνει εξάρτηση και βλάβες στο συκώτι (κίρρωση).

Αλκοολική ζύμωση: οι ζυμομύκητες μετατρέπουν τα σάκχαρα του μούστου σε αιθανόλη και CO₂, έτσι γίνεται το κρασί και η μπίρα.

C₆H₁₂O₆ → 2C₂H₅OH + 2CO₂

C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

Ζυμώσεις λέγονται οι αντιδράσεις που μετατρέπουν οργανικές ουσίες σε απλούστερες με τη βοήθεια ενζύμων. Εκτός από την αλκοολική, γνωστές είναι η οξική, που δίνει το ξίδι, και η γαλακτική, που δίνει το γιαούρτι.

Τα μόρια της ζωής

Στο επίπεδο: ο συντακτικός τύπος

Στον χώρο (3D)

Σύρε με ένα δάχτυλο (ή το ποντίκι) για να περιστρέψεις το μόριο. Με δύο δάχτυλα (pinch) κάνεις zoom· στον υπολογιστή με pinch στο trackpad ή Ctrl + ροδέλα. Από το πληκτρολόγιο: βελάκια και + / −.

Τα χρώματα είναι μια σύμβαση (χρώματα CPK) για να ξεχωρίζουμε τα στοιχεία· τα άτομα δεν έχουν πραγματικά χρώμα.