Aby nauka o związkach organicznych nie była mechaniczną czynnością, warto ją zacząć od poznania podstawowej klasyfikacji. Załóżmy, że każdemu związkowi organicznemu w żywym organizmie można przypisać jedną z czterech ról: energetyczną, zapasową, budulcową lub regulującą. 

Substancje o charakterze energetycznym muszą być stosunkowo małe. Gwarantują w ten sposób szybkość ich biologicznego spalenia. Jest to ich główne przeznaczenie. Ponadto powinny dobrze rozpuszczać się w wodzie, gdyż to właśnie ona dostarcza je do miejsca reakcji. Najlepiej spalają się węgiel i wodór, tlen jest wobec tego obojętny, azot, siarka i fosfor będą natomiast przeszkadzać w tym procesie. Dlatego każdy kandydat na związek energetyczny musi zostać oczyszczony z niepożądanych pierwiastków biogennych, o innych makro i mikroelementach nie wspominając. Przykładem może być transaminacja lub deaminacja aminokwasu. Polegają one odpowiednio na przeniesieniu albo usunięciu grupy aminowej z jego cząsteczki. Tak powstała molekuła składa się jedynie z węgla, wodoru i tlenu, co klasyfikuje ją jako substrat biologicznego spalania. 

Związki pełniące funkcje zapasowe mają skąd pierwiastkowy podobny do tych energetycznych. Różnią się od nich natomiast rozmiarem. Aby można było bez przeszkód przechowywać je przez dłuższy czas, powinny być one stosunkowo dużymi cząsteczkami. Skrobia magazynowana w komórkach roślinnych jest tego dobitnym przykładem. Podobnie zresztą jak glikogen, obecny w komórkach zwierząt i grzybów. Związki zapasowe zmieniają się w energetyczne wskutek rozkładu. Najczęściej odbywać się to będzie poprzez hydrolizę wiązań − czyli ich rozpad pod wpływem wody. Całość przebiega sprawniej, jeżeli substancja ta jest rozgałęziona. Wówczas małe energetyczne elementy mogą być od nich odłączane jednocześnie w kilku miejscach. Odrębną grupą substancji zapasowych są tłuszcze. Nie są zbytnio duże, ale mają charakter hydrofobowy. Dlatego mogą być przechowywane w komórkach bardzo długo. Bez udziału wody nie ma bowiem mowy o biochemicznych reakcjach. 

Organizmy opierają się nie tylko na przemianach energetycznych. Muszą być także z czegoś zbudowane. Substancje pełniące tę rolę powinny być przede wszystkim odporne na wspomnianą hydrolizę. Przykładowo cząsteczki celulozy mają wiązania trudne do rozłożenia, do tego wykazują budowę liniową, co dodatkowo utrudnia ich degradację. Ponadto pomiędzy fragmentami makromolekuł tego typu powinny wytwarzać się silne wiązania międzycząsteczkowe. We wspomnianej celulozie będą to wiązania wodorowe między atomami tlenu i wodoru z sąsiednich łańcuchów cukru. Ważniejszymi substancjami budulcowymi są jednak białka. Swoją strukturę utrzymują także dzięki wiązaniom wodorowym, aczkolwiek biorą w nich udział atomy tlenu oraz atomy wodoru połączone z azotem. Bardzo silnym wiązaniem kowalencyjnym jest także mostek disiarczkowy pomiędzy dwoma aminokwasami − cysteinami. Aby dopełnić sześciu pierwiastków biogennych w związkach budulcowych, należy wspomnieć o fosfolipidach, w których pojawia się (zgodnie z nazwą) grupa fosforanowa. Te pojedyncze przykłady pokazują, że konstrukcja organizmu żywego wymaga bogactwa składu pierwiastkowego, inaczej niż w przypadku związków energetycznych i zapasowych. 

Kiedy jakaś substancja nie pasuje do trzech wymienionych grup, zwykłem klasyfikować ją jako związek regulujący. Za regulację można przyjąć sterowanie funkcjami biologicznymi i ich usprawnianie. Jest to daleko idące uproszczenie, aczkolwiek można je zastosować w celu dydaktycznym. Wszystkie pierwiastki biogenne znajdą sobie miejsce w molekułach tego rodzaju. Co więcej, mogą pojawić się inne makro-, a nawet mikroelementy. Wystarczy wspomnieć o magnezie w chlorofilu, żelazie w hemoglobinie, mioglobinie i cytochromach, albo o jodzie w cząsteczkach hormonów tarczycy. Przykładów jest wiele. Najważniejsza jest świadomość różnorodności opisywanych substancji. 

Podczas praktycznej nauki przyjdzie Ci spotkać się z wieloma organicznymi związkami. O ile z reakcjami sobie poradzisz (są schematyczne), o tyle problem może stanowić dla Ciebie nazwanie reagentów. Istnieje ogromny zbiór reguł, jak robić to poprawnie. Opracowała go IUPAC. Generalnie, nauka tego na pamięć to jakaś porażka. Postarałem się wyciągnąć z tego najważniejsze elementy. Nie lubię takich tematów, ale jakoś się przemogłem…

Najpierw nazewnictwo węglowodorów. W pierwszej kolejności szukasz głów-nego łańcucha węglowodorowego. Powinien on, w wymienionej kolejności, posiadać możliwie najwięcej wiązań wielokrotnych oraz pojedynczych, a na samym końcu – możliwie największą długość. W praktyce często wystarczy tylko to ostatnie kryterium. Następnie określamy nazwy dołączonych grup (metylo-, fluoro-, itp.) i rozpoczynamy numerowanie węgli po kolei. Do wyboru masz dwa kierunki. Wybierasz ten, który da najmniejsze liczby dla wiązań wielokrotnych, a dopiero potem patrzysz na podstawione grupy. Jeżeli jest to alken wykazujący izomerię cis-trans, należy na samym początku określić o który wariant chodzi. Jeśli węglowodór jest cykliczny, to należy go poprzedzić przedrostkiem cyklo- (np. 1,3-dimetylocyklopentan). Ważne jest to, że jeżeli cząsteczka ma kilka przedrostków, to należy je ustawić w kolejności alfabetycznej (3-etylo-3-me-tyloheksan, nie odwrotnie).

Dla alkoholi jedyną istotną różnica jest to, że numerować łańcuch należy tak, aby dla grupy hydroksylowej przypadła możliwie najmniejsza wartość, przed wiązaniem wielokrotnym. Podobnie ma się sprawa z ketonami (końcówka –on). Ponadto trzeba jej nadać lepszy numer (mniejszy), niż hydroksylowej jeżeli zejdą się w jednej cząsteczce. W aldehydach i kwasach karboksylowych ich zasadnicze grupy funkcyjne przejmują dowodzenie i otrzymują numer jeden dla swoich węgli. Estry nazywa się analogicznie do soli.

Aminom dodajemy odpowiednie przedrostki w kolejności alfabetycznej, w razie potrzeby poprzedzając liczebnikiem. Amidy nazywany od nazwy kwasu (kwas etanowy daje etanoamid), jeżeli natomiast przy azocie są podłączone jakieś reszty to należy je wymienić na początku, dodając przed tym wielką literę N, od atomu azotu. Na przykład: N-etylo-N-metyloetanoamid. 

Generalnie, podałem Ci najważniejsze reguły nazewnictwa systematycznego. Często w chemii organicznej spotkasz nazwy zwyczajowe. Kwas octowy, acetamid itp. Nie przejmuj się tym zbytnio. Większość z nich można mimo wszystko zastosować. Skup się na rozwiązywaniu zadań ze zrozumieniem, a kluczowe umiejętności pojawią się same. 

Słyszysz lub czytasz słowa: chemia organiczna? Myślisz: o (tutaj wstaw dowolny wykrzyknik, nawet jeżeli miałby być wulgarny). Doskonale Cię rozumiem. Masa zaklęć do nauki na pamięć, pełno różnych kategorii związków, jakieś dziwne mechanizmy. Nic tylko kuć, albo dać sobie z tym spokój. Mnie ten dział też przytłoczył. Masakra. Co tu zrobić?


Stając w obliczu wyzwania wpadłem na pomysł zupełnie innej chemii organicznej. Innej od tej, jaką znasz z podręczników i szkoły. Zapewne wiesz, że wodorek węgla, czyli metan (CH4) jest najprostszym związkiem organicznym. Świetnie, tylko co z tego, że poza nim są ich tysiące, a może nawet miliony. Nie interesuje mnie ta statystyka. Otóż wyobraź sobie, że ze wspomnianego związku możesz otrzymać każdy inny, oczywiście organiczny. Narzędziem będą podstawowe odczynniki nieorganiczne. Nic więcej! Wystarczy więc, że poznasz zasadnicze mechanizmy i sprawnie nauczysz poruszać się między reakcjami. Pokażę Ci, jak z metanu zrobić (prawie) wszystko. I tym sposobem poznasz każdą istotną grupę związków organicznych. Nie wiem, czy mi się to uda, to dopiero początek.

Niemniej jednak spróbuję z nadzieją, że uda mi się choć trochę zmienić oblicze tego ciężkiego fragmentu nauki. Oczywiście, wielu rzeczy trzeba nauczyć się na pamięć. Ale rób to dopiero, jak zrozumiesz o co w tym wszystkim chodzi. Krótko zdefiniuję ogólne pojęcie związku organicznego. Musi on zawierać węgiel, który jest czterowartościowy. Jeżeli w całym związku występuje tylko jeden jego atom, nie może być on tlenkiem węgla lub węglikiem, ani kwasem węglowym, cyjanowodorowym, cyjanowym i izocyjanowym oraz piorunowym, ani ich solami. Generalnie nie podaję wzorów, jeżeli je spotkasz to zapewne będą opatrzone nazwami. Związki zawierające przynajmniej dwa atomy węgla połączone bezpośrednio wiązaniem kowalencyjnym są na bank organiczne. Ponadto miej na uwadze, że wspomniane atomy mogą łączyć się wiązaniem pojedynczym, podwójnym albo potrójnym. Bardziej szczegółowo omawiam to tutaj.

Zanim zabierzesz się za cokolwiek z chemii organicznej wiedz, że rządzi się ona nieco odmiennymi prawami, niż nieorganiczna. Przede wszystkim należy wyróżnić trzy rodzaje reakcji – substytucję, addycję i eliminację. Pierwsza z nich polega na zamianie jednego elementu przyłączonego do związku organicznego na inny, a krotność ewentualnych wiązań węgiel-węgiel nie zmienia się (czyli zostaje takie, jak było – pojedyncze, podwójne, potrójne). W addycji dochodzi do połączenia się jakiejś cząsteczki ze związkiem organicznym, czemu towarzyszy redukcja wiązań (z potrójnego na podwójne, lub podwójnego na pojedyncze). Eliminacja jest procesem odwrotnym wobec addycji – coś odpada od organicznej cząsteczki i tworzą się nowe wiązanie.

Substytucja i addycja mogą przebiegać według trzech różnych mechanizmów – rodnikowego, elektrofilowego i nukleofilowego. Rodnikiem nazywamy molekułę posiadającą niesparowany elektron, wspominałem już o nich podczas omawiania azotu. Czym natomiast są elektro i nukleofile? Pamiętasz teorię kwasów i zasad według Lewisa? Kwasem była cząsteczka pobierające parę elektronową, zasadą zaś ta, która ową parę udostępniała. Ta koncepcja wraca jak bumerang w chemii organicznej! Elektrofil – czyli lubiący elektrony – jest czymś, posiadającym dodatni ładunek, albo ogólnie niedobór elektronów. W związku z tym pasuje do niego opis kwasu Lewisa. Nukleofile natomiast są anionami, albo cząsteczkami posiadającymi wolną parę elektronową. Zgodnie z nawą powinny lubić jądro atomowe (które jest dodatnie), czyli posiadać nadmiar ładunków ujemnych. Tak, jak na zasadę Lewisa przystało.

Jakie praktyczne implikacje niosą za sobą wspomniane mechanizmy? Będę je wymieniać przy okazji odpowiedniej reakcji. Pamiętaj jednak, że reakcje rodnikowe polegają na żonglowaniu niesparowanym elektronem do momentu, kiedy dwa spośród nich nie zejdą się tworząc wiązanie kowalencyjne. Elektrofile atakują cząsteczki organiczne, a odebrawszy nieco elektronów sprawiają najczęściej, że związek na chwilę staje się tak zwanym karbokationem (czyli ma dodatni ładunek przy węglu). Taki kation ściąga drugą cząsteczkę ujemnie naładowaną, albo sam wyrzuca z siebie na przykład 𝑂𝑂+ . Reakcje nukleofilowe stoją w opozycji do nich. Jeżeli czynnik rozpoczynający reakcję łączy się bezpośrednio z cząsteczką związku organicznego, to może się stać ona karboanionem, zgromadziwszy ładunek ujemny wokół atomu węgla. Potem może wyrzucić jakiś anion lub też przyciągnąć dodatnio naładowaną cząstkę.

Podane opisy mogą być dla Ciebie dosyć obce, pamiętaj jednak – dokładne analizowanie przebiegu reakcji to poziom akademicki. Z drugiej jednak strony warto dysponować minimalnym chociaż pojęciem na ich temat, chociażby intuicyjnym. Dzięki temu wpisując substytucję elektrofilową jako odpowiedź na arkuszu maturalnym będziesz wiedzieć, o czym piszesz. Choćby to było tylko mgliste wyobrażenie o ataku dodatnio naładowanych elektrofili na cząsteczkę, jest ono i tak lepsze od pamięciowej nauki. 

Przykładowy elektrofil, nukleofil, karbokation, karboanion.

Istota reakcji redoks

Uważam, że najwięcej umiejętności nabierzesz w praktyce, a zaśmiecanie tekstu setkami wzorów tego nie zmieni. Dlatego, w niniejszym fragmencie będę trzymać się owej zasady. Niemniej jednak zobowiązany jestem nakreślić Ci kontury, wedle których samodzielnie uporasz się z każdym równaniem redoks. Zacznę od wyjaśnienia tego, czym w ogóle jest reakcja tego typu. Nazwałbym ją reakcją chemiczną, w której oprócz wymiany atomów, dochodzi do transakcji opartych na elektronach. Utleniaczem jest substancja, która odbiera ujemnie naładowane cząstki elementarne, z kolei ich biorca jest reduktorem. Ponadto, utleniacz obniżając swój ogólny ładunek ulega redukcji, natomiast reduktor podnosząc go, utlenia się. Po raz kolejny w chemii górę bierze reguła opierająca się na przeciwieństwach.

Ten transfer elektronów można uchwycić i wykorzystać do pracy. Przykładem są przenośne źródła energii – akumulatory. Kiedy pracują dochodzi do reakcji redoks, ale obecny w niej przepływ elektronów zostaje zorganizowany przez zewnętrzny przewodnik, a jak Ci zapewne wiadomo, prąd to uporządkowany ruch ładunków (w tym elektronów). W momencie ładowania akumulatora zewnętrzne źródło energii elektrycznej wymusza reakcję w przeciwnym kierunku.

Nawet jeżeli przepływ elektronów odbędzie się lokalnie pomiędzy substratami, to i tak nie pozostanie bez echa. Reakcje redoks, które przebiegają spontanicznie, często są także egzoenergetyczne – nieustanna wymiana elektronów manifestuje się w postaci ciepła. Nie chcę dalej brnąć w ten temat – połączenie utleniania i redukcji z chemią fizyczną to mieszanka dosyć trudna na poziomie szkoły średniej. Chodzi mi bardziej o intuicyjne zrozumienie. Popatrz chociażby na taki zestaw reakcji. Sód w wodzie topi się, a pod wpływem temperatury wodór przezeń wydzielany ulega zapłonowi; ogólnie każde spalanie to proces redoks. Eksplozje materiałów wybuchowych również wiążą się ze zmianą stopnia utlenienia. Proces utleniania biologicznego cukrów odbywający się w mitochondriach, łączy się z akumulacją energii w postaci uniwersalnego przenośnika, kolokwialnie – waluty energetycznej, czyli ATP. Redoks to moc, znacznie większa, niż ta, którą dysponują reakcje jonowe odbywające się w roztworze wodnym.

Stopień utlenienia

Załóżmy, że przyda się na coś znajomość liczby elektronów, które uległy wymianie podczas tych reakcji. Czy da się do niej dojść inaczej, jak poprzez rysowanie wzorów i skrupulatne liczenie ujemnie naładowanych cząstek elementarnych? Oczywiście! W tym celu powstało pojęcie stopnia utlenienia. Jeżeli przyjmę, że każde wiązanie w cząsteczce jest jonowe, czyli atomy potraktuję jako kationy i aniony, to ładunek przez nie posiadany będzie wymienionym wcześniej stopniem. Cząsteczki obojętne sumę hipotetycznych ładunków wszystkich atomów muszą mieć równą zero a złożone (czyli pochodzące od cząsteczek) aniony lub kationy równą swojemu ładunkowi. Podczas reakcji spadek stopnia utlenienia wiąże się z pobranie elektronów, czyli redukcją, utlenianie natomiast manifestuje się poprzez jego wzrost, spowodowany utratą ujemnie naładowanych cząstek.

Powyższa teoria może na pierwszy rzut oka być trudna do zrozumienia. Podejdź do tego inaczej, zapamiętując podstawowe stopnie utlenienia dla wybranych atomów. Po pierwsze, każdy czysty pierwiastek, zarówno w postaci atomowej (Na , Cl, Al) jak również cząsteczkowej (O2 ,P4 ) posiada stopień utlenienia równy zero. Do tego metale w związkach prawie zawsze mają ładunek większy od zera. Stopień utlenienia wodoru jest równy I (chyba, że mowa o wodorkach metali, tam przyjmuje wartość -I). Tlen otrzymuje niemal zawsze -II, poza nadtlenkami (jak chociażby H2O2) kiedy należy przyjąć -I, oraz związkiem takim jak fluorek tlenu – OF2 , gdzie fluor posiada stopień równy -I, podobnie jak w każdym innym związku. Zgodnie ze wspomnianą regułą, ich suma musi być równa ładunkowi cząsteczki, czyli w tym wypadku zero. Dlatego, jeżeli za dwa fluory wyjdzie łącznie -II, to tlen musi mieć stopień +II. Wyjątek potwierdzający regułę.

Generalnie, w większości przypadków będzie Ci wystarczyć znajomość powyższych zasad, gdyż oprócz wodoru i tlenu w wielu substancjach uświadczysz tylko jeden pierwiastek. Nieco zamieszania mogą spowodować metale, na przykład w solach. Aczkolwiek przy wykorzystaniu tabeli rozpuszczalności możesz śmiało poznać ładunek kationu a, co za tym idzie – stopień utlenienia. Weźmy dla przykładu dichromian potasu o wzorze K2CR2O7 . Na samym początku należy stwierdzić, że jest to sól, w której kationem jest K+ , mający ładunek (a zatem także stopień utlenienia) równy +I. Tlen będzie standardowo posiadać -II. Wystarczy ułożyć równanie:

Zatem chrom w owym związku miałby stopień utlenienia VI+.

Z jonami może być jeszcze prościej, dla przykładu weźmy anion manganianowy o wzorze MnO4-, dla którego wyrażenie przyjmie postać:

Stąd pełna nazwa jonu – manganianowy (VII).

Umiejętności dokładnego wyznaczania stopni utlenienia jest do wytrenowania. Zanim przystąpisz do dalszej nauki upewnij się, że posiadasz w niej dostateczną biegłość. 

Owocem reakcji pierwiastków ze sobą nawzajem są związki chemiczne. Spośród całego repertuaru możliwych do wykorzystania substancji to woda okazała się swego rodzaju starterem, który zainicjował wszystkie procesy leżące u podstaw powstania życia. Jej własności okazały się na tyle unikalne, że wymagają dodatkowego omówienia. 

Cząsteczka wody jest zbudowana z dwóch atomów wodoru podzielonych jednym atomem tlenu. Nie są one jednak ułożone w linii, a pod kątem. Każdy atom otacza chmura ujemnie naładowanych elektronów, jednak tlen zdecydowanie lepiej je przyciąga. W związku z tym gromadzi się wokół niego ładunek ujemny. Z kolei brak elektronów wokół atomów wodoru skutkuje ich dodatnim naładowaniem. Można zatem stwierdzić, że cząsteczka wody jest polarna. W swojej strukturze posiada bowiem dwa bieguny − dodatni i ujemny. Dipol jest bardziej fachowym określeniem takiej struktury. 

Woda może rozpuszczać różne substancje. Powinny one jednak posiadać ładunki elektryczne, do których cząsteczka wody się przyciągnie. Może to dotyczyć całej molekuły w przypadku jonów mających ładunek dodatni lub ujemny. Inne dipole również będą lepiej lub gorzej oddziaływać z polarną wodą. Niekiedy wystarczy nawet lokalna obecność ładunku, jak w przypadku wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego. Taka cząsteczka nie musi być dipolem, aby rozpuszczać się w wodzie. Przykładem jest dwutlenek węgla albo tlenek siarki (VI). Wszystkie substancje, które dobrze łączą się z wodą, nazywamy hydrofilowymi. Ich przeciwieństwem są związki 

Wiązania wodorowe między cząsteczkami wody

hydrofobowe. Są to substancje niepolarne, w których cząsteczkach nie ma szczególnej dysproporcji w rozmieszczeniu ładunku elektrycznego. Niemniej jednak ogół biologicznie czynnych związków funkcjonuje na różne sposoby w wodzie. Stanowi ona naturalne środowisko reakcji chemicznych istotnych dla funkcjonowania żywych organizmów. 

Cząsteczki wody przyciągają się nawzajem. Jest to spowodowane posiadaniem przez nie ładunków elektrycznych na powierzchni. Co więcej, te molekuły mogą łączyć się ze sobą specyficznym wiązaniem zwanym wodorowym. Atom tlenu jednej cząsteczki wiąże się stosunkowo trwale z atomem wodoru drugiej. Zapewnia to przede wszystkim dużą temperaturę wrzenia wody. Przyciągające się w stanie ciekłym molekuły trudno oderwać od siebie, aby mogły przejść do stanu gazowego. Ponadto w stanie stałym cząsteczki są regularnie ułożone i są obecne między nimi puste przestrzenie. To sprawia, że lód jest lżejszy od wody i unosi się na jej powierzchni. Przy temperaturze czterech stopni Celsjusza woda ma gęstość największą, dlatego będzie układać się na dnie naczynia, w jakim się znajduje. Z punktu widzenia życia na Ziemi ma to praktyczne znaczenie w zamarzniętym jeziorze. Wierzchnia warstwa lodu chroni przed dalszym zamarzaniem, natomiast stosunkowo ciepła woda na dnie zapewnia środowisko do życia, albo przynajmniej przetrwania tymczasowo niekorzystnych warunków. 

Manifestacją wzajemnego przyciągania się cząsteczek substancji jest tak zwana kohezja. Im jest ona większa, tym trudniej oddzielić od siebie poszczególne molekuły. W przypadku wody to zjawisko będą intensyfikować wspomniane wiązania wodorowe. Równolegle obok niej pojawia się adhezja, czyli zdolność do łączenia się powierzchni różnych ciał fizycznych. Te dwie siły są swoim wzajemnym przeciwieństwem. Pierwsza skupia się na wnętrzu, druga zaś na zewnętrznej stronie danego ciała. Ich wzajemną relację można zaobserwować na przykład w momencie rozlania wody na płaską powierzchnię. Dzięki adhezji ciecz będzie do niej przylegać. Z drugiej jednak strony kohezja chroni wodę przed całkowitym rozlaniem się i dlatego przyjmuje ona postać różnego rodzaju kropli. 

Duże znaczenie dla funkcjonowania organizmów żywych ma zjawisko napięcia powierzchniowego. Manifestuje się wówczas, gdy siły kohezji przeważają nad siłami adhezji. Najczęściej można zaobserwować je na powierzchni zbiornika wodnego. W dużym uproszczeniu polega na stawianiu oporu przedmiotom, które próbują wniknąć do środka cieczy. Tym obiektem może być mały organizm — na przykład bardzo popularny w książkach nartnik duży (Gerris lacustris), który słynie z poruszania się po tafli zbiorników wodnych. Jeżeli jesteś już po przeczytaniu książki (lub streszczenia) Nad Niemnem Elizy Orzeszkowej, zapewne kojarzysz scenę, w której Bogumił do stóp Barbary rzucił grzybienie białe (Nymphaea alba). Liście nawodne tej rośliny nie toną dzięki dwóm mechanizmom. Po pierwsze, mają gęstość mniejszą od gęstości wody, dzięki obecności w swojej strukturze powietrza. Niemniej jednak napięcie powierzchniowe dodatkowo wspiera roślinę w utrzymaniu się na powierzchni wody, nie dopuszczając do „przebicia” tafli przez krawędzie liścia. 

Zdjęcie spod mikroskopu elektronowego przedstawiające celulozowe kapilary 

W przypadku dużej powierzchni elementów łączących się z cieczą, ich hydrofilowości i szeregu innych czynników może dojść do przewagi adhezji nad kohezją. W biologii spotkamy się z tym w przypadku martwej tkanki roślinnej, czyli drewna. Jest ono zbudowane z mikroskopijnych, cienkich rurek zbudowanych ze stosunkowo dobrze łączących się z wodą celulozy i ligniny. Dzięki małym rozmiarom tych kapilar woda przylega do ich ścian z tak dużą siłą, że zaczyna się niejako po nich „wspinać” wbrew grawitacji. To sprawia, że takie elementy są w stanie podnieść wodę nieco ponad jej ustalony poziom. Dzięki temu drewno skutecznie pobiera ją z gleby, dostarczając tym samym do wyższych części rośliny. 

Woda, oprócz środowiska zachodzenia reakcji chemicznych, zapewnia organizmom odpowiednią temperaturę. Ona z kolei gwarantuje właściwe tempo wspomnianych reakcji. Jest to możliwe dzięki dużemu ciepłu właściwemu. Parametr ten obrazuje ilość energii cieplnej, jaką należy dostarczyć do określonej ilości danej substancji, aby ogrzać ją o jeden stopień Celsjusza. Niektóre substancje, jak chociażby metale, z racji niskiego ciepła właściwego szybko się nagrzewają i ochładzają. W przypadku wody te zmiany temperatury nie będą tak intensywnie wyrażone. Kolokwialnie ujmując − raz nagrzana woda wolno się studzi. Taka jej własność chroni organizmy żywe przed nadmiernymi wahaniami temperatury ich ciała. W szczególności przed wychłodzeniem. 

W upalne dni (a taki właśnie jest w dniu pisania tego rozdziału) intensywnie się pocimy. Woda na powierzchni naszej skóry niepostrzeżenie zamienia się w parę wodną. Ten proces jest obarczony koniecznością dostarczenia energii cieplnej. Jej ilość określa ciepło parowania. Analogicznie do ciepła właściwego, parametr ten w przypadku wody ma stosunkowo dużą wartość. Organizmy żywe, usuwając wodę, szczególnie podczas jej odparowania z powierzchni swojego ciała, tracą dużo energii cieplnej. Może to zostać użyte do chłodzenia, chroniąc tym samym przed przegrzaniem. 

W chemii niezwykle ważne są jej molekularne podstawy. Każda cząsteczka zbudowana jest z atomów, jony różnią się od nich jedynie liczbą elektronów. Tak, czy inaczej – reakcje chemiczne można porównać do specyficznego bilardu, zderzania się kul. Tylko jest jeden problem – nie jesteś w stanie ich zobaczyć, policzyć, czy dotknąć. Jak zatem przewidzieć, ile zasady muszę dolać, aby osad amfoterycznego wodorotlenku nie rozpuścił się ponownie? Albo w jakiej proporcji zmieszać saletrę z cukrem, aby uzyskać jak najwięcej dymu?

Ratunkiem okazał się mol. Czym on jest? Mówiąc krótko – liczbą. Czegokolwiek. W chemii odnosi się do atomów, cząsteczek, jonów, rzadziej cząstek elementarnych. Osobiście nie widzę przeszkód w tym, aby mówić o molach ziarnek piasku, czy włosów na głowie – tylko będzie to zupełnie nieprzydatne. Ważne jest to, że liczba ta jest stała i wynosi… bardzo dużo. Określana jest mianem stałej Avogadro. Rzadko zdarzają się obliczenia, w których wymaga się przejścia z poziomu mola do pojedynczych molekuł.

Po co właściwie jest ten mol? Chemiczne drobiny są niezwykle małe, dlatego wszelka próba ich policzenia spaliłaby na panewce, choćby z racji rzędu wielkości. Liczyć majątek Billa Gatesa dolar po dolarze, albo – co gorsza – cent po cencie byłoby prawdziwą udręką. Ale kiedy dysponujesz wielkością miliarda dolarów, to powyższe zadanie nie sprawi takiego problemu. Może poza zazdrością. Ale, nie wnikając w osobistą sylwetkę biznesmena, każdy prędzej, czy później dostaje to, na co sobie zapracował.  

Przypomnij sobie, ile razy Tobie się czegoś nie chciało? Niezależnie od tego pamiętaj – mole są po to, aby ułatwić Ci chemię.

Dotychczas korzystałem z zapisów reakcji chemicznych w kontekście: cząsteczka, atom, jon ze sobą reagują w odpowiedniej ilości. Teraz, patrząc choćby na zapis syntezy amoniaku

mogę go śmiało odczytać: trzy mole dwuatomowego wodoru reagują z jednym molem dwuatomowego azotu i powstają dwa mole amoniaku. Różnica na pozór żadna, ale porównaj sobie sprzedaż jednej książki z zyskiem dziesięciu złotych, a sprzedaż jednego miliona sztuk z zyskiem dziesięciu milionów. 

Masa molowa

Samo pojęcie mola jest tak naprawdę pomostem do znacznie potężniejszych narzędzi obliczeniowych. Najważniejszym z nich jest masa molowa – czyli masa takiej liczby drobin, która równa jest jednemu molowi. Okazuje się, że jest ona mierzalna w gramach, ewentualnie ich dziesiątkach i setkach. Czyli całkiem realnych wartościach, możliwych do zbadania choćby za pomocą wagi kuchennej. Pamiętasz protony i neutrony? Będą ważyć po prostu jeden, nie ważne czego. A teraz zapamiętaj – jeden mol dowolnej cząstki elementarnej spośród nich, waży jeden gram! Dlatego, jeśli jądro atomowe litu składa się z trzech protonów i trzech neutronów, to razem waży sześć, więc jeden mol owego pierwiastka położony na wadze wskaże sześć gramów.

Naturalnie występujące pierwiastki są mieszaniną różnych izotopów, stąd posługujemy się średnią masą jednego atomu – masą atomową. Analogicznie, będzie ona masą molową naturalnie występującego żelaza, glinu, węgla itp. Popatrz na reakcję syntezy chlorowodoru:

Odczytam ją: mol wodoru dwuatomowego łączy się z molem chloru dwuatomowego i powstają dwa mole chlorowodoru. Zamieńmy to teraz na liczbę gramów. Ważna uwaga, w chemii w Polsce przyjęło się przybliżać masy atomowe z układu okresowego do całości, za wyjątkiem chloru, dla którego przyjmuję 35,5 grama na jeden mol. Zatem, wodór waży jeden gram na mol, ale w cząsteczce są dwa atomy, dlatego do tej reakcji biorę dwa gramy wodoru H2 i 71 (bo 2 razy 35,5) gramy chloru Cl2 . Ile powstanie chlorowodoru? Mogę to policzyć na dwa sposoby. Zacznę od klasycznego – czyli dodam do siebie masę mola wodoru i chloru, otrzymując 36,5 grama, a następnie pomnożę wszystko przez dwa, uzyskując 73 gramy. Drugi sposób jest prostszy i wynika z logicznego założenia, że w chemii nic nie znika, ani nie powstaje znikąd. Nazywa się to prawem zachowania masy. Po prostu, skoro w sumie użyłem do reakcji 73 gramy jakichś substancji, to produkty muszą łącznie ważyć tyle samo. A że po prawej stronie chlorowodór jest sam, to będzie miał dokładnie taką masę.

Może pojawić się pytanie – co jeśli chcę otrzymać 50 gramów chlorowodoru? Albo 100? Jak policzyć ile potrzebuję wodoru i chloru? Zapraszam na chwilę do kuchni. Żaden ze mnie wirtuoz patelni, potrafię jednak przyrządzić kilka potraw w tym jedną najważniejszą – jajecznicę. Uwielbiam wariant z pomidorami. Najlepsza wychodzi, kiedy na trzy jaja wielkości L użyję jednego pomidora średniej wielkości. A teraz wyobraź sobie sytuację, że odwiedzasz mnie z dwójką swoich znajomych. Chcę Was ugościć, mam zatem cztery osoby do wykarmienia włącznie z sobą. Dlatego potrzebuję cztery razy więcej spośród każdego składnika – dwanaście jaj i cztery pomidory. Nic trudnego, każdy na to wpadnie.

W chemii jest identycznie jak w sztuce kulinarnej. Potrzebujesz przyrządzić porcję innej wielkości, więc bierzesz odpowiednio mniej lub więcej składników. Matematyczny zabieg umożliwiający przeliczenie ilości poszczególnych elementów nazywa się proporcją. Jego zastosowanie będę wyjaśniać stopniowo. Bardzo ważne jest, aby się tego nauczyć. Pamiętaj o tym! Już teraz zacznij rozwiązywać proste zadania z moli w oparciu o tę metodę.

Właściwości fizyczne pierwiastków

Zacznijmy od zauważenia, że im wyższe są powłoki i podpowłoki, na których znajdują się elektrony, tym więcej zaskakujących właściwości wykazują pierwiastki. Własności te należy wymienić i krótko opisać. Zacznę od fizycznych, czyli takich, które jawią się w wtedy, gdy nie zachodzi reakcja chemiczna. Może to być na przykład temperatura topnienia i wrzenia oraz gęstość. Do ich zrozumienia potrzebne są podstawy fizyki, zamiennie ze zdrowym rozsądkiem i ogólnym pojęciem o świecie. Nieco trudniejsze są promień atomowy i jonowy (poniekąd chemiczna właściwość) oraz energia jonizacji.

Zacznę od promienia atomu, przy założeniu, że ma on kształt kuli. Zapamiętaj po prostu – hel ma najmniejszy, a frans największy ze wszystkich. W dół i lewo rośnie, a w prawo i do góry maleje. Od tej reguły nie ma odstępstw. Wszystko wynika z tego, że w dół, czyli ze wzrostem okresu należy spodziewać się wzrostu liczby powłok. Skoro jest ich więcej, to cały atom powinien mieć większy rozmiar. Natomiast w prawo, ze wzrostem grupy, liczba powłok jest już określona, ale w jądrze jest coraz więcej protonów, które bezlitośnie coraz bardziej ściskają powłoki, co skutkuje spadkiem promienia atomowego.

Bezpośrednio z wymienionych zależności wynika energia jonizacji, czyli minimalna energia jaką należy dostarczyć do atomu, aby oderwać mu jeden elektron. Jak się zapewne domyślasz, jest ona większa, niż jakakolwiek energia potrzebna do wzbudzenia elektronu, bowiem ten proces jest odwracalny, a elektron ma gdzie wracać. Jonizacja natomiast jest całkowitym oderwaniem przynajmniej na jakiś czas. Energia tego procesu zależy od promienia w oczywisty sposób – im większy promień, tym mniejsza energia jonizacji, bo elektrony są dalej od przyciągających ich dodatnio naładowanych protonów z jądra atomowego. Tutaj z kolei możemy uświadczyć drobnych ustępstw, ale nie są one bardzo istotne w nauce chemii. Analogicznie należy się spodziewać kolejnych energii jonizacji dla następnych elektronów. Będą one coraz większe – w jądrze zostaje tyle samo protonów, a powłoki topnieją z każdym odłączonym elektronem.

Czym staje się atom po odłączeniu elektronów? Dodatnio naładowanym jonem, czyli kationem. Jego dodatni ładunek jest spowodowany niedoborem elektronów i jest równy co do wartości liczbie tego niedostatku. Przykładowo – atom magnezu traci dwa elektrony i staje się kationem Mg2+. Im większy ładunek, tym mniejszy jest promień kationu, gdyż powłoki elektronowe kurczą się coraz bardziej. Przeciwieństwem kationu jest anion – dodatnio naładowany jon. Powstaje on poprzez pobranie większej liczby elektronów, niż zazwyczaj posiada. Tym razem to jądro atomowe jest na przegranej pozycji. Musi utrzymać bardziej obciążone powłoki, które odbiegają co raz bardziej od pierwotnych wymiarów. Im bardziej ujemny jest ładunek anionu, tym większy będzie jego promień.

Właściwości chemiczne pierwiastków

Czym jest reakcja chemiczna? Jest to zmiana jednego pierwiastka lub związku chemicznego w inny. Na przykład wodoru i tlenu w wodę, azotu i wodoru w amoniak itp. W jaki sposób może nam pomóc układ okresowy w przewidywaniu biegu tychże przemian? Odwołam się do wcześniejszych zagadnień następująco: celem każdego pierwiastka jest osiągnięcie odpowiedniej konfiguracji elektronowej (póki co nie ważne jakiej). Każda reakcja chemiczna jest tego wyrazem. W tym celu atom pierwiastka może wykorzystać elektrony walencyjne, tworząc połączenia między atomami, czyli wiązania. Liczba wiązań tworzona przez dany pierwiastek jest nazywana wartościowością. Maksymalna możliwa do uzyskania nie może być większa, niż liczba elektronów walencyjnych. Co więcej, często równa się tej wartości. I tak pierwiastki od grupy pierwszej do siódmej (cały blok s i połowa bloku d) osiągają maksymalnie wartościowości od jeden do siedem. Od grupy ósmej zaczyna się stopniowy spadek w kierunku cynku, który mimo posiadania aż dwunastu elektronów walencyjnych (tyle co numer grupy) jest jedynie dwuwartościowy. W bloku p następuje podniesienie się tych wartości zgodnie z grupą – glin w trzynastej jest trójwartościowy, węgiel w czternastej cztero itd. konsekwentnie do grupy siedemnastej. Wyjątki to tlen i fluor wykazujące zawsze wartościowości odpowiednio dwa i jeden. Grupa osiemnasta oficjalnie nie reaguje z niczym, poza ksenonem osiągającym wartościowości rzędu osiem, istnieją jeszcze związki argonu, kryptonu i radonu. Aczkolwiek są to przykłady nieszablonowe. Ponadto, blok f rządzi się swoimi prawami (jak zawsze).

Następna istotna właściwość chemiczna to elektroujemność. Należy ją potraktować jako uniwersalną miarę przyciągania elektronów. Największą ze wszystkich ma fluor, a najmniejszą frans. Wysoka cechuje niemetale, niska metale. Zastosowanie tej wielkości jest następujące – jej różnica pomiędzy połączonymi ze sobą atomami pierwiastków mówi o tym, czy elektrony krążą na równi wokół obu, czy są bardziej skore preferować ten bardziej elektroujemny. Może nawet dojść do przekazania elektronu na stałe.

Nie przywiązuj dużej wagi do pamięciowej nauki niniejszych reguł. Opisuje je mając na celu wykształcenie u Ciebie chemicznej intuicji. Wszystko przyjdzie z czasem.

Powłoki elektronowe

O ile liczba protonów determinuje jednoznacznie jaki to pierwiastek, o tyle za wszelkie chemiczne reakcje odpowiada to, co zewnętrzne. Czyli elektrony zgromadzone na powłokach, które przez analogię do Układu Słonecznego zdefiniowałbym jako orbitę. Im dalsza powłoka, tym większą energię ma obiekt po niej krążący. Na jednej może się znajdować kilka elektronów. Czasem tylko dwa, niekiedy (w teorii) ponad sto. Na razie skupię się na procesach wzbudzenia i emisji. Wzbudzenie polega na zmianie orbity poruszania się elektronu na dalszą od centrum, a co za tym idzie, o większej energii, która musi być jakoś dostarczona. Można to tłumaczyć obrazowo – jeśli w Ziemię uderzy kometa, to na pewno orbita zmieni się na większą, gdyż nasza planeta otrzyma wtedy dodatkową energię. W ujęciu atomowym jej źródłem może być światło, ciepło, bodziec mechaniczny, albo inna reakcja chemiczna. W każdym razie jest ona pochłaniana podczas tego procesu. Jej wartość jest ściśle określona i wiąże się z tym, że elektron może znajdować się tylko w określonych odległościach od jądra. Taką sytuację nazywamy skwantowaniem, czyli dystrybucją na niepodzielne, ściśle określone porcje. Stan wzbudzenia nie trwa jednak długo. Przy najbliższej okazji dochodzi do emisji – powrotu elektronu na niższą powłokę wraz z uwolnieniem energii, której nośnikiem są fotony. Są one małymi, nic nie ważącymi podczas spoczynku cząstkami, ale poruszają się z prędkością światła. Mają zatem masę wynikłą z równania 𝐸 = 𝑚c2 . Możesz je spotkać wszędzie, otaczają Cię cały czas, stanowiąc tak zwane fale elektromagnetyczne. Żarówka, mikrofalówka, radio, lampa aparatu rentgenowskiego są nielicznymi z wielu ich źródeł. W chemii najważniejsze są promieniowanie gamma oraz pochłanianie i emisja światła przez związek chemiczny, dające widmo absorpcyjne i emisyjne.

Schematyczne ukazanie absorbcji fotonu (hv) oraz jego emisji. W pierwszym przypadku elektron przenosi się na dalszą powłokę, w drugim natomiast powraca na tę bliższą jądru.

Widmem absorpcyjnym nazywamy „tęczę” z wyciętymi czarnymi pasami. Odpowiadają one „kolorom” fotonów, które zostały pochłonięte podczas procesu wzbudzania. W praktyce zaobserwujemy to podczas oglądania światła, jakie dają gwiazdy. Jeżeli rozszczepimy je za pomocą pryzmatu, otrzymamy czarne pasy w określonych miejscach. Ich lokalizacja jest właściwa dla pierwiastka, jaki znajdował się na drodze światła, czyli w atmosferze gwiazdy, np. Słońca. To, które fotony są pochłanianie, zależy od układu elektronów wokół atomu. Każdy pierwiastek w związku z tym będzie miał inne widmo; wygląda ono nieco jak kod kreskowy identyfikujący dane indywiduum chemiczne.

Emisja jest często lustrzanym odbiciem absorpcji. Skoro pochłonięto określony foton, elektron zmienił swoją lokalizację na wyższą orbitę i zaraz potem wraca z powrotem to musi uwolnić foton taki sam, jaki został wcześniej pobrany. W przyrodzie nic nie ginie, szczególnie w skali atomowej – każda porcja energii jest policzona. Dlatego na drodze emisji spodziewamy się określonych kolorów światła. Zjawisko to jest wykorzystywane np. w lampach sodowych (te żółte, upiorne, nadające klimat ulicy po zmroku), albo w neonówkach (zapewne domyśliłeś się, że do emisji jest prowokowany neon).

Opisywany model elektronów jako planet w Układzie Słonecznym jest odpowiedni dla zrozumienia emisji i wzbudzenia, będąc właściwym i często wystarczającym w ujęciu fizycznym. Dalsze badania naukowe wykazały, że natura elektronów jest nieco inna. Nie powoduje to unieważnienia tego, co do tej pory omówiłem, a jedynie dopełnia całości na potrzeby zrozumienia chemii.

Orbitale

Okazuje się, że bardzo małe cząstki, takie jak elektrony, mają problem ze swoją naturą. Cechuje je dualizm korpuskularno-falowy, czyli dwoistość natury. Z jednej strony zachowują się one jak zwykłe cząstki, „kulki”, z drugiej zaś mają cechy fali. Nawiązując do fizyki – fala to takie regularnie powtarzające się i rozchodzące w przestrzeni zaburzenie. Może to być zmiana wysokości poziomu morza jako fala morska, czy zmiana ciśnienia powietrza jako fala akustyczna. Fala może postępować tak jak powyższe, albo krążyć i powracać do punktu wyjścia, nazywając się przy tym falą stojącą. Kiedy uderzysz strunę gitary palcem, przyjrzyj się jak wygląda, gdy drga. Ma postać rozmytego obszaru dlatego właśnie, że drga zbyt szybko, byś mógł określić jej położenie w danym momencie. Podobne zjawisko możesz zaobserwować w ruchu łopatek wentylatora – jeśli go nie zatrzymasz, widzisz kolisty, półprzezroczysty obszar. Aczkolwiek wystarczyłaby kamera z trybem slow motion i mógłbyś cieszyć się mniej rozmytym obrazem, obserwując klatka po klatce bieg wentylatora. W każdym razie, jeden i drugi przykład można z mniejszym lub większym przybliżeniem nazwać falą stojącą.

Tymczasem, małe cząstki pędzą z szybkością bliską prędkości światła. Po pierwsze – jest to bardzo dużo. Po drugie – są tak małe, że w tej ogromnej prędkości nie możemy z całą pewnością stwierdzić, gdzie się znajdują. Dlaczego? Otóż, każdy przyrząd optyczny, jak nasza kamera chociażby, działa dzięki fotonom. Są one odbijane, emitowane, absorbowane i obraz, który oglądasz na kamerze jest tego odzwierciedleniem. A teraz wyobraź sobie, że taki elektron musiałby być oświetlony przez foton, następnie powinien się odbić i wrócić do kamery. Energie fotonów i elektronów są porównywalne. Nietrudno się zatem domyślić, że po zderzeniu foton nie odbije się jak od ściany; będzie to raczej zderzenie dwóch piłek. Poza tym – może dojść do absorpcji.

Generalnie, wymienione wyżej cechy elektronów zaczęły przeszkadzać w korzystaniu z modelu planetarnego. Musiał zostać wprowadzony nowy model – falowy. Zakłada on po pierwsze, że nie da się dokładnie określić jednocześnie: gdzie jest i jak szybko porusza się elektron. Jest to tak zwana zasada nieoznaczoności i wynika z wcześniej omówionego wpływu fotonów na elektrony. Po drugie, elektrony nie krążą na orbitach, a drgają (mają postać fali stojącej) w określonym obszarze zwanym orbitalem. Z boku wyglądać to może jak chmura, w której elektron po prostu… jest. Ich kształty zostały przewidziane na podstawie równań matematycznych, zwanych funkcjami falowymi (i nie są Ci one w ogóle potrzebne).

Podpowłoki elektronowe

Okazuje się, że kształty poszczególnych orbitali atomowych cechuje duża regularność. Niektóre są kuliste, część wygląda jak „leniwe ósemki”, jeszcze inne porównałbym do pomarańczy rozdzielonej na cząstki. Naturę cechuje niesamowity kunszt, zachowany co do najmniejszych elementów. Orbitale o podobnym kształcie organizują się w podpowłoki, a one z kolei układają się w powłoki. Jeśli powłoki ponumerowałbym od jedności, to liczba podpowłok na każdej z nich równałaby się jej numerowi. Na powłoce pierwszej mamy tylko jedną podpowłokę, na drugiej dwie itd. Pozostaje jeszcze kwestia liczby orbitali na każdej z nich. Pierwsza podpowłoka zawsze zawiera jeden orbital, każda kolejna o dwa więcej, zatem na drugiej będą trzy, na trzeciej pięć itd. Teraz podliczmy orbitale na każdej powłoce. Powłoka numer jeden zawiera jedną podpowłokę z jednym orbitalem. Powłoka druga dwie podpowłoki, odpowiednio z jednym i trzema orbitalami – razem cztery. Kolejna powłoka ma trzy podpowłoki, zawierające jeden, trzy i pięć orbitali – w sumie dziewięć. Zauważyłeś prawidłowość? Numer powłoki do kwadratu! Przepraszam za taką ilość matematyki, nie mogę uprościć czegoś ponad miarę. Pozostaje kwestia maksymalnej liczby elektronów znajdujących się na orbitalu. Wynosi ona dokładnie dwa. Co więcej, każdy z nich posiada spin – czyli kręci się niczym zabawka bąk. Jeśli jeden kręci się w prawo, drugi musi w lewo.

Kształty poszczególnych orbitali. Każdy rząd oznacza kolejną podpowłokę (od góry): s, p, d i f

Powyższy, nieco abstrakcyjny, acz konieczny opis ma służyć możliwie zwięzłemu wprowadzeniu Cię w prawa mechaniki kwantowej. Mechanika – czyli ruch w różnych postaciach; kwantowa – przyjmująca ściśle określone parametry. To tak jakbyś jechał samochodem i dozwolone prędkości jazdy wynosiłyby 0, 10, 20 itp. kilometrów na godzinę. Nie mógłbyś jechać 15, byłoby to zabronione. Silnik twojego pojazdu by na to nie pozwolił. Takie reguły są trudne do zrozumienia, ponieważ nie manifestują się w naszej codzienności. Chcąc nie chcąc, będę wracał do tych zagadnień wtedy, kiedy do zrozumienia danego tematu z chemii będzie wymagana znajomość tego działu. Nie martw się – postaram się oswajać Cię z abstrakcyjnością chemicznego myślenia. Kiedy poznasz budowę i zasadę działania atomowych „maszynek”, nauka stanie się znacznie prostsza.

Królestwo: bezjądrowe.

Podkrólestwo: Archeany i Eubakterie.

- ok. 3,8 miliarda lat temu powstały pierwsze organizmy żywe.

Budowa komórki prokariotycznej:

Funkcje życiowe

Systematyka:

Występowanie i znaczenie:

Nazwa choroby (bakteria powodująca chorobę)Sposób zakażeniaObjawy kliniczneDziałania profilaktyczne
Gruźlica (prątek gruźlicy)Droga kropelkowa oraz spożywanie zakażonego mleka i jego przetworówPodwyższona temperatura ciała, chudnięcie, krwioplucie, kaszelSzczepienia ochronne, izolowanie chorych, kontrola weterynaryjna mleka i mięsa
Czerwonka bakteryjna – dyzenteria (pałeczki z rodzaju Shigella)Droga pokarmowa (głównie spożywanie wody zanieczyszczonej odchodami)Ostre biegunki, krwawienia, z jelit (toksyna czerwonki niszczy naczynia krwionośne), gorączka, bóle brzuchaSzczepienia ochronne, przestrzeganie podstawowych zasad higieny osobistej, mycie owoców, ochrona ujęć wody pitnej, izolowanie chorych
Dur brzuszny (pałeczka duru brzusznego)Droga pokarmowa (głównie spożywanie wody zanieczyszczonej odchodami); pałeczki duru są czasem przenoszone przez muchyGorączka, bóle głowy, krwotoki, charakterystyczna wysypka na brzuchu i klatce piersiowej, powiększenie narządów jamy brzusznej (śledziony i wątroby)Szczepienia ochronne, przestrzeganie podstawowych zasad higieny osobistej, mycie owoców, ochrona ujęć wody pitnej, izolowanie chorych
Cholera (przecinkowiec cholery)Spożywanie wody i pokarmów zakażonych bakteriamiObniżona temperatura ciała, odwodnienie organizmu, zmarszczenie skóry, biegunka, wymioty, czasami śpiączkaSzczepienia ochronne, przestrzeganie podstawowych zasad higieny osobistej, mycie owoców, ochrona ujęć wody pitnej, izolowanie chorych
Wąglik (laseczka wąglika)Kontakt z chorym zwierzęciem (choroba odzwierzęca), czasami spożywanie zakażonej żywnościZmiany skórne (czarne krosty), płucne (ciężkie zapalenie płuc) i jelitowe (bóle brzucha, wymioty, gorączka)Szczepienia ochronne osób z grupy wysokiego ryzyka (hodowcy zwierząt, weterynarze), usuwanie zakażeń u zwierząt, odkażanie zarażonych produktów zwierzęcych
Tężec (laseczka tężca)Bezpośredni kontakt z chorym na tężec oraz zanieczyszczenie zranionej skóry glebą, w której bytują laseczki tężcaBóle głowy, szczękościsk, silne skurcze i bóle głównych partii mięśni, porażenie układu nerwowegoSzczepienia ochronne, w razie wystąpienia ryzyka zakażenia – podanie surowicy
Borelioza (krętki z rodzaju BorreliaUgryzienie przez kleszcza – wektora krętków boreliozyRumień wędrujący, objawy grypopodobne; objawy dotyczą też układu nerwowego, szkieletowego i krążeniaUnikanie ugryzień przez kleszcze, dokładne sprawdzenie ciała po pobycie w lesie lub na łące, stosowanie preparatów odstraszających kleszcze

Wielka Powtórka Maturalna

Dla Uczestników
Materiały dodatkoweFAQ