CHEMIA\wyklad 15-03

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
analiza
wymiana pojedyncza
wymiana podwójna
Ze względu na efekt cieplny
• reakcje egzotermiczne
• reakcje endotermiczne
A + B = AB
AB = A + B
AB + C = AC + B
AB + CD = AD + CB
A + B = AB + Q
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 rozłożonej
masie i doskonale elastycznych. Atomy danego pierwiastka mają
identyczne rozmiary i masy. W trakcie reakcji chemicznych atomy
nie 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/2
MZ = 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:
– Wiązania jonowe (NaF, BaCl2),
– Wiązania kowalencyjne - niespolaryzowane (Cl2, H2 O2
N2) i spolaryzowane (HCl, HJ),
– Wiązania koordynacyjne (NH4+, SO42-).
Budowa cząsteczek
• Wiązania sigma () i wiązania pi ()
Wiązania, które powstają w wyniku czołowego nakładania
się orbitali nazywamy wiązaniami sigma ().
Wiązania, które powstają w wyniku bocznego nakładania
się orbitali nazywamy wiązaniami pi ().
• Teoria Sidwicka - Powella - hybrydyzacja
Typy hybrydyzacji
sp
liniowa (BeF2)
sp2
trygonalna
(BF3)
sp3
tetraedryczna (CH4, NH3, H2O)
sp3d
bipiramida trygonalna (PCl5)
sp3d2
oktaedryczna (SF6)
sp2d3
bipiramida pentagonalna (JF7)
Budowa cząsteczek
• Metoda orbitali molekularnych
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
Promień jonowy
Promień atomowy
Promień atomowy
Promień atomowy
Promień van der Waalsa
Promień jonowy
Na
Na+
Fe
Fe
Fe
Cl
Cl-
1,57A
0,98A
1,17A
0,76A
0,64A
1,40A
1,81A
Własności pierwiastków
• Potencjały jonizacyjne
Energię potrzebną do oderwania najluźniej związanego z
atomem elektronu nazywamy potencjałem jonizacji.
Li
Na
K
Rb
Cs
I potencjał jonizacyjny
5,39eV
5,14eV
4,34eV
4,18eV
3,89eV
II potencjał jonizacyjny
75,62eV
47,29eV
31,81eV
27,36eV
23,40eV
Własności pierwiastków
• Powinowactwo elektronowe
Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu
do obojętnego izolowanego atomu w stanie gazowym,
nazywamy powinowactwem elektronowym
F  F3,62eV
Cl  Cl3,79eV
Br  Br3,56eV
J  J3,28eV
H  H0,77eV
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
Be
B
C
N
O
F
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
3,5
4,0
H
F
Cl
Br
J
2,1
4,0
3,0
2,8
2,5
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,
kwasowość,
potencjały jonizacyjne.
• Promienie atomowe maleją.