Tematyka wykładów • Podstawowe definicje i prawa chemiczne. • Typy reakcji chemicznych. • Budowa atomu. • Wiązania chemiczne. • Prawo okresowości. • Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków. • Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej. • Metody spektroskopowe w chemii. • Elementy termochemii. • Termodynamika przemian fazowych i chemicznych. • Kinetyka i mechanizmy reakcji chemicznych.
Tematyka wykładów. Podstawowe definicje i prawa chemiczne. Typy reakcji chemicznych. Budowa atomu. Wiązania chemiczne. Prawo okresowości. Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków. Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej. Metody spektroskopowe w chemii. - PowerPoint PPT Presentation
Welcome message from author
This document is posted to help you gain knowledge. Please leave a comment to let me know what you think about it! Share it to your friends and learn new things together.
Transcript
Tematyka wykładów
• Podstawowe definicje i prawa chemiczne.
• Typy reakcji chemicznych.
• Budowa atomu.
• Wiązania chemiczne.
• Prawo okresowości.
• Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków.
• Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej.
• Metody spektroskopowe w chemii.
• Elementy termochemii.
• Termodynamika przemian fazowych i chemicznych.
• Kinetyka i mechanizmy reakcji chemicznych.
Tematyka wykładów
• Równowagi fazowe w układach jedno i wieloskładnikowych. Reguła faz.
• Równowagi chemiczne w roztworach elektrolitów.
• Reakcje utleniania i redukcji.
• Ogniwa elektrochemiczne. Elektroliza.
• Zjawiska powierzchniowe. Układy dyspersyjne.
• Budowa związków organicznych.
• Charakterystyka poszczególnych grup związków organicznych.
• Izomeria związków organicznych.
• Polimery i biopolimery.
• Toksyczne substancje organiczne.
Podstawowe definicje i prawa chemiczne. • Masę cząsteczkową (atomową) możemy zdefiniować
jako liczbę określającą ile razy masa danej cząsteczki (atomu) jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.
• Masę atomową izotopu 12C przyjmuje się za równą 12,000000 jednostkom masy atomowej (j.m.a.).
• Średnią masę atomową obliczamy biorąc pod uwagę skład izotopowy, np. dla węgla:
(98,89 12,000000 + 1,11 13,003352)/100 = 12,01115
• Ilość gramów dowolnej substancji równa jej masie cząsteczkowej nosi nazwę mola.
• Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra
N = 6,023 1023
Podstawowe definicje i prawa chemiczne.
• Prawo zachowania masy
W reakcji chemicznej suma mas substratów równa się sumie mas produktów.
• Prawo stosunków stałych i wielokrotnych
Każdy związek ma stały i niezmienny skład ilościowy
Typy reakcji chemicznych.
Elementarne typy reakcji
• synteza A + B = AB
• analiza AB = A + B
• wymiana pojedyncza AB + C = AC + B
• wymiana podwójna AB + CD = AD + CB
Ze względu na efekt cieplny
• reakcje egzotermiczne A + B = AB + Q
• reakcje endotermiczne A + B = AB - Q
Budowa atomu - podstawowe pojęcia
Jądro atomowe - centralna część atomu skupiająca całą jego masę, o rozmiarach ok. 20 tys. razy mniejszych od rozmiarów atomu; złożone z nukleonów (protonów i neutronów) powiązanych siłami, stanowi układ trwały (ok. 300 jąder) lub nietrwały (ok. 1500 jąder), ulegający rozpadowi promieniotwórczemu.Proton - cząstka elementarna, o dodatnim ładunku elektrycznym 1,602*10-19C i masie 1,6726*10-27kg.Neutron - elektrycznie obojętna cząstka elementarna o masie 1,6748*10-27kg. Elektron - cząstka elementarna o ujemnym ładunku elektrycznym 1,602*10-19C i masie spoczynkowej 9,109*10-31kg.
Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast liczbę nukleonów – tzw. liczba masowa A.
Proton ma ładunek +1 i masę około 1 j.m.a. Neutron jest obojętny elektrycznie i ma masę również około 1 j.m.a. Elektron ma ładunek -1 i masę 0,00055 j.m.a. Jądro ma zawsze mniejszą masę, niż wynikałoby to z sumowania mas składników tego jądra, tzw. defekt masy - m . Różnica ta odniesiona do jednostki masy atomowej stanowi tzw. względny defekt masy i jest miarą energii wiązania elementów składowych jądra.
m = [Z mP + (A - Z) mN] - mJ
E = m c2
Nuklidy - zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej i tej samej liczbie masowej.
Izotopy - atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej.
Izotony - atomy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów, lecz różnej liczbie masowej.
Izobary - atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie masowej.
Modele budowy atomu
•Daltona z 1808 r.ateria zbudowana jest z kulistych atomów o równomiernie rozłożonejmasie i doskonale elastycznych. Atomy danego pierwiastka mają identyczne rozmiary i masy. W trakcie reakcji chemicznych atomynie ulegają zniszczeniu, ani nie powstają nowe atomy.
• Thomsona (model rodzynkowy) z 1904 r.Atom zbudowany jest z jednorodnie rozmieszczonej, dodatnio naładowanej masy o małej gęstości. W masie tej „poutykane” są ujemnie naładowane elektrony (jak rodzynki w cieście drożdżowym), tak że atom jako całość pozostaje elektrycznie obojętny.
• Rutherforda (model planetarny) z 1911 r.Atom składa się jądra atomowego i powłoki elektronowej. Jądro o dodatnim ładunku skupia w sobie prawie całą masę atomu, mimo że rozmiar jądra jest bardzo mały (rzędu 10–15 m). Pomiędzy elektronami a jądrem działa siła dośrodkowa (siła kulombowska). Ładunek całkowity elektronów jest równy ładunkowi jądra.
• Bohra – opiera się na następujących postulatach:a) Elektron krąży po orbicie kołowej wokół jądra, nie wypromieniowując energii. b) Promień orbity spełnia warunek:
gdzie: mVr – moment pędu elektronu, h = 6,62 10 –34 Js – stała Plancka, n – liczba naturalna (numer dozwolonej orbity elektronu).
c) Aby elektron mógł przejść z orbity niższej k na orbitę wyższą n, musi zabsorbować kwant energii h o wartości En–Ek.
d) Jeżeli elektron przeskakuje z orbity wyższej n na orbitę niższą k, to emituje przy tym kwant promieniowania h o wartości En– Ek
Kwantowaniu podlegają następujące wielkości: promień orbity rn, prędkość elektronu na danej orbicie Vn, energia całkowita elektronu En i moment pędu Kn.
Serie widmowe atomu wodoru
Częstotliwości emitowanych kwantów promieniowania układają się w serie widmowe:Lymana (n = 1, UV)Balmera (n = 2, UV VIS)Paschena (n =3, IR)Bracketa (n = 4)Pfunda (n = 5)Humpreysa (n = 6)
Ogólny wzór na częstotliwość promieniowania wysyłanego przy przejściu elektronu z orbity n na orbitę m ma postać:
• kwantowy (Schrodinger)
Wokół dodatniego jądra krąży chmura elektronów, których położenie nie jest możliwe do ustalenia, gdyż w mechanice kwantowej pojęcie toru cząstki traci sens. W modelu kwantowym mówi się jedynie o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w danym obszarze, a elektronowi przypisuje się pewną funkcję falową.
H = E
funkcja może być rozwiązaniem tylko wtedy, gdy dla atomu wodoru zachodzi:
E = - A/n2
M = [l(l +1)]1/2 h/2MZ = m h/2
•kwantowy (Dirac)
spinowy moment pędu
= [s(s +1)]1/2 h/2
spinowa liczba kwantowa s może przyjmować tylko jedną wartość (1/2)kierunek spinowego momentu pędu również ulega kwantowaniu
Z = mS h/2
spinowa liczba kwantowa mS może przyjmować wartości (+1/2; -1/2)
Liczby kwantowe.
Główna liczba kwantowa - n - określa numer i rozmiar powłoki, n = 1,2,3,... Orbitalna (poboczna) liczba kwantowa - l - odpowiedzialna jest za moment pędu atomu w danym stanie energetycznym, l = 0,1,2,...,n-1 Magnetyczna liczba kwantowa - m - związana z momentem magnetycznym. Przyjmuje ona wartości od -l do +l Spinowa liczba kwantowa - mS - przyjmuje wartości -l/2 lub +l/2
Na każdej powłoce może znaleźć się maksymalnie 2n2 elektronów.
Na każdym orbitalu mogą znaleźć się maksymalnie 2 elektrony.
Reguła Hunda
- liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa,- pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane,- elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.
Zakaz Pauliego
w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).
Konfiguracja elektronowa
Z punktu widzenia chemii najważniejszymi elektronami w atomie są elektrony walencyjne.
Elektrony walencyjne to te elektrony, które podczas reakcji chemicznej biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.
Rdzeń, czyli zrąb atomu, stanowi tę część atomu, która uczestnicząc w reakcji chemicznej lub w wielu kolejnych reakcjach, zachowuje ilość i rodzaj składników (rdzeń to jądro wraz z elektronami niewalencyjnymi). Konfiguracja walencyjna jest to fragment konfiguracji elektronowej dotyczący elektronów walencyjnych, np.
Budowa cząsteczek
• Teoria Kossela - Lewisa - jakościowa, oparta na regule oktetu:
Każdej parze orbitali atomowych wchodzących w kombinację liniową odpowiada para orbitali cząsteczkowych (wiążący i antywiążący).
Orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową muszą posiadać:
podobne energie,
taką samą symetrię w stosunku do osi łączącej obydwa jądra.
Własności pierwiastków
• Rozmiary atomów i jonów
Promień atomowy Na 1,57A
Promień jonowy Na+ 0,98A
Promień atomowy Fe 1,17A
Promień atomowy Fe 0,76A
Promień atomowy Fe 0,64A
Promień van der Waalsa Cl 1,40A
Promień jonowy Cl- 1,81A
Własności pierwiastków
• Potencjały jonizacyjne
Energię potrzebną do oderwania najluźniej związanego z atomem elektronu nazywamy potencjałem jonizacji.
I potencjał jonizacyjny II potencjał jonizacyjny
Li 5,39eV 75,62eV
Na 5,14eV 47,29eV
K 4,34eV 31,81eV
Rb 4,18eV 27,36eV
Cs 3,89eV 23,40eV
Własności pierwiastków
• Powinowactwo elektronowe
Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu do obojętnego izolowanego atomu w stanie gazowym, nazywamy powinowactwem elektronowym
F F- 3,62eV
Cl Cl- 3,79eV
Br Br- 3,56eV
J J- 3,28eV
H H- 0,77eV
O O2- -7,28eV
S S2- -3,44eV
Własności pierwiastków
• Elektroujemność
Dążność atomu, znajdującego się w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania atomów określa się jako elektroujemność.
Li 1,0 H 2,1 Be 1,5 F 4,0 B 2,0 Cl 3,0 C 2,5 Br 2,8 N 3,0 J 2,5 O 3,5 F 4,0
Własności pierwiastków
• Polaryzowalność i zdolność polaryzująca jonów
Oddziaływanie powłok elektronowych jonów A+ i B-. Jeżeli polaryzacja jest nieznaczna tworzy się wiązanie
jonowe; gdy stopień spolaryzowania jest duży tworzy się wiązanie o udziale kowalencyjnym.
Duże jony ujemne łatwiej polaryzują niż jony małe.
• Reguły Fajansa określają, kiedy uprzywilejowane jest wiązanie kowalencyjne:
mały jon dodatni duży jon ujemny duże ładunki obu jonów
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
• Prawo okresowości
Własności chemiczne i fizyczne zmieniają się okresowo w miarę jak od pierwiastków o niższej liczbie atomowej przechodzimy do pierwiastków o coraz to wyższej liczbie atomowej.
Okresowość własności pierwiastków znajduje także swoje odbicie we własnościach związków chemicznych.
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
• W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie:
promień atomowy,
promień jonowy,
gęstość,
charakter metaliczny, zasadowość tworzonych tlenków i wodorotlenków.
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
• W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje:
potencjał jonizacyjny,
elektroujemność,
rozpowszechnienie pierwiastków (wyjątki),
temperatury topnienia.
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
• W okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie:
elektroujemność,
wartościowość w połączeniach z tlenem do VII
wartościowość w połączeniach z wodorem do IV a następnie maleje do I,