Wykład 2

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
CHEMIA OGÓLNA
Wykład 2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Co to jest materia?
Materia
związki
PbS chemiczne
cząsteczka
pierwiastki
atom
2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Budowa atomu
atom
jądro
neutron
symbol: n
ładunek: 0 (neutral)
masa: 1 [u]
1,6749x10-24 [g]
proton
elektrony
symbol: e
ładunek: -1 (elementarny),
-1,602x10-19 [C]
masa:
1/1836 [u]
0,91096x10-27 [g]
symbol: p
ładunek: +1 (elementarny),
+1,602x10-19 [C]
masa: 1 [u]
1,6749x10-24 [g]
12
1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla 6 C
3
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
A
Z
E
Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze
Każdy atom jest elektrycznie obojętny  liczba protonów = liczbie elektronów
A – liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze
Przykład:
Atom tlenu zawiera:
A = 16  16 - 8 protonów = 8 neutronów
16
8
O
Z = 8  protonów = 8 elek tronów
4
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Izotopy
12
6
Atomy
danego
C
13
6
C
pierwiastka
14
6
C
różniące
się
liczną
neutronów
nazywane są izotopami.
5
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Model atomu Rutherford
Planck – kwant energii
E2  E1  h  ν
h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],
 - częstotliwość
Model atomu Bohra
6
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Schrödinger – funkcja falowa  - równanie Schrödingera
 2Ψ  2Ψ  2Ψ 8π 2 m
 2  2  2 E  V Ψ  0
2
x
y
z
h
E – całkowita energia elektronu,
V – energia potencjalna,
m – masa elektronu,
 Ψ(x, y, z)
2
dv  1
Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra –
rozwiązanie równania Schrödingera orbital
7
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi
• n – główna liczba kwantowa – określa energię elektronu
przyjmuje wartości (1,2,3,...),
• l – poboczna liczba kwantowa - określa bardziej szczegółowo
energię elektronu, determinuje kształt orbitalu – przyjmuje wartości:
0, 1, ..., (n-1)
• m – magnetyczna liczba kwantowa – określa orientację orbitalu
w przestrzeni – przyjmuje wartości: ( -l, ..., +l)
Przykład:
n = 1, l = 0, m = 0  orbital 1s,
n = 2, l = 1, m = -1  orbital 2px,
n = 3, l = 2, m = 2  orbital 3dx2 y2
8
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Główna liczba
kwantowa
Poboczna
liczba
kwantowa
Magnetyczna
liczba
kwantowa
Typ
orbitalu
Liczba
elektronów
Maksymalna
liczba
elektronów
n=1
l=0
m=0
1s
2
2
l=0
m=0
2s
2
m = –1
2px
m=0
2py
m=1
2pz
m=0
3s
m = –1
3px
m=0
3py
m=1
3pz
n=2
l=1
l=0
l=1
6
2
6
m = –2
n=3
18
32
m = –1
l=2
m=0
3dxy
m=1
3dxz
m=2
3dyz
10
9
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Typy orbitali
orbital typu s
orbital typu p
10
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się
 1
ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa   
 2
Zasada Paulinga : w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony
o takich samych liczbach kwantowych, czyli tej samej energii.
Modele orbitali dla atomów helu i węgla
11
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Reguła Hundta: orbitale na tym samym poziomie (np.
trzy orbitale p: px, py, pz) są wypełniane najpierw
pojedynczymi
elektronami
o
takim
samym
spinie.
Dopiero później następuje parowanie przez elektrony o
przeciwnym spinie.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
4
4d7  siedem elektronów na orbitalu 4d
4
6
6f7  siedem elektronów na orbitalu 6f
6
Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego
1H
 1 elektron na orbitalu s  1H = 1s1
2He
8O
= 1s2
 8 elektronów  1s2 2s2 2p4
lub, wiedząc, że 2He = 1s2
8O
= [2He] 2s2 2p4
13
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
22Ti
 Przesunięcie poziomu energetycznego
= [18Ar] 4s2 3d2
75Re
1
2
3
4
5
6
7
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
d
d
d
f
f
= [54Xe] 6s2 4f145d5
14
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Układ okresowy
Dmitrij Iwanowicz Mendelejew, rosyjski
chemik urodzony w Tobolsku na Syberii
odkrył w 1869 roku prawo okresowości
pierwiastków chemicznych, które mówiło,
że
właściwości
periodycznie
pierwiastków
zależne
od
ich
są
mas
atomowych. Na tej podstawie przewidział
istnienie pierwiastków jeszcze wtedy nie
odkrytych, jak skand, wanad.
Tablica Mendelejewa
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Współczesny układ okresowy
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Bloki elektronowe w układzie
blok s
okresowym
blok p
blok d
blok f
17
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Zmiana właściwości pierwiastków
w układzie okresowym
Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki
zajmowanej przez elektrony.
wielkość promienia atomowego
grupa
okres
18
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia
elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.
19
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do
przyciągania elektronów.
IA
1
0
18
1
2
H
IIA
2
2,1
3
4
IIIA
13
5
IVA
14
6
VA
15
7
VIA
16
8
VIIA
17
9
Li
Be
B
C
N
O
F
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
11
Na
12
Mg
13
Al
Si
P
S
0,9
1,2
1,5
1,8
2,1
2,5
3,0
K
20
Ca
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
0,8
1,0
1,6
1,8
2,0
2,4
2,8
37
Rb
38
Sr
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
1,7
1,8
1,9
2,1
2,5
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
1,8
1,8
1,9
2,0
2,2
19
0,8
55
Cs
0,7
1,0
56
137,34
Ba
0,9
87
Fr
88
Ra
0,7
0,9
14
15
16
17
Cl
53
I
He
10
Ne
18
Ar
36
Kr
54
Xe
86
Rn
20
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Nazewnictwo grup układu okresowego
grupa pierwiastków
nazwa systematyczna
nazwa zwyczajowa
1
litowce
metale alkaliczne
2
berylowce
metale ziem alkalicznych,
wapniowce (oprócz Be)
13
borowce
glinowce (oprócz B)
14
węglowce
—
15
azotowce
—
16
tlenowce
—
17
fluorowce
chlorowce, halogenowce
18
helowce
gazy szlachetne
Fe, Co, Ni
żelazowce
pierwiastki o l. at. 58 – 71
lantanowce
pierwiastki o l. at. 90 – 103
aktynowce
pierwiastki za uranem
transuranowce
Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
platynowce
21
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami
powłoki elektronowe
Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa  minimalna energia
Przykład:
Atom sodu:
11Na
= 1s2 2s2 2p6 3s1 =[10Ne] 3s1  jeden elektron
walencyjny. Sód  daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje
się kationem sodu
22
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Chlor:
17Cl
jednego
=[10Ne] 3s23p5  7 elektronów walencyjnych, potrzebuje
elektronu
aby
mieć
całkowicie
zapełnioną
powłokę
walencyjną.
Na
+
Cl
Na+
+
Cl
Na+Cl-
Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie
Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym
23
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się
elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7)
elektroujemność - (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania
elektronów
IA
1
0
18
1
2
H
IIA
2
2,1
3
4
IIIA
13
5
IVA
14
6
VA
15
7
VIA
16
8
VIIA
17
9
Li
Be
B
C
N
O
F
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
11
12
13
Na
Mg
Al
0,9
19
K
1,2
1,5
1,0
1,6
37
38
Rb
Sr
49
In
0,8
0,7
1,0
56
137,34
Ba
0,9
87
88
Fr
Ra
0,7
15
16
Si
P
S
1,8
2,1
2,5
20
31
32
33
34
Ca
Ga
Ge
As
Se
0,8
55
Cs
14
0,9
1,7
81
Tl
1,8
1,8
2,0
2,4
17
Cl
1,9
2,1
1,9
2,0
18
Ar
35
36
Br
Kr
2,8
54
Xe
2,5
82
83
84
85
Pb
Bi
Po
At
1,8
10
Ne
3,0
50
51
52
53
Sn
Sb
Te
I
1,8
He
86
Rn
2,2
24
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Dwa atomy wodoru,
1H
= 1s1
Najbliższy gaz szlachetny - 2He = 1s2
Wiązanie  każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy
się wspólna para elektronowa
H
+
H
H H
H2
Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem
kowalencyjnym.
Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności
jest mniejsza niż 0.4
25
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Cl
+
O
+
N
Cl
Cl Cl
O
+
N
O
N
Cl
O
N
O
N
Cl2
Cl
O
N
O2
N2
26
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Jeśli różnica elektroujemności jest miedzy 0.4 a 1.7?
Wtedy jeden z atomów o większej elektroujemności silniej przyciąga
parę elektronową. Para elektronowa jest przesunię w kierunku atomu
bardziej elektroujemnego.
Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym
spolaryzowanym
H
+
O
+
H
H O H
d
H
d
O d
H
27
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
W niektórych przypadkach para elektronowa pochodzi tylko od
jednego atomu. Atom dający parę elektronową jest nazywany
„donorem”,
natomiast atom przyjmujący parę elektronową jest
nazywany „ akceptorem”.
H
H
N
H
+
H
+
H+
H
N
H
+
H
H
H
N
H
NH4+
H
Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo
akceptorowe)
28
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Wiązanie metaliczne
W sieci krystalicznej znajdują się rdzenie atomowe- dodatnie jony, a
między nimi jest - „gaz elektronowy” – wolne elektrony swobodnie
poruszają się w sieci krystalicznej metalu
29
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Orbitale molekularne
ENERGIA
Orbital
atomowy
Orbital cząsteczkowy
antywiążący 
1s
Orbital
atomowy
1s
wiążący 
30
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Tworzenie orbitali molekularnych
31
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Hybrydyzacja
Cl: [Ne] 3s2 3p5
3s


3p
  
3s
1) 
3p
  
3d
3s
2) 
3p
  
 
5 wolnych elektronów
3s
3) 
3p
  
3d
  
7 wolnych elektronów

3 wolne elektrony
3d
32
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Stany atomowe węgla
Stan podstawowy
2s
C: 
2p
 
Stan wzbudzony
2s
C*: 
2p
  
Hybrydyzacja sp3
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Hybrydyzacja sp3
2s
C*: 
2p
  

sp3
   
H


CH4
metan
H 
H 
H 
etan
metan
34
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Hybrydyzacja sp2
2s
C*: 
sp2
2p
  

  
2pz
2pz
 + 
sp2
  
H 
 CH2 = CH2
eten
 H
H 
 H
eten (etylen)
35
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Hybrydyzacja sp
2s
C*: 
2p
  
sp

 
2pz
2pz
  +  
sp2
 
H 
 H
etyn (acetylen)

CH CH
etyn
(acetylen)
36