Plik do pobrania nr 1 - Chemia warta poznania
advertisement
AN I ZN AN IA PO ZN TA AR W C H EM IA W AR TA C H EM PO IA Materiały do zajęć dokształcających z chemii nieorganicznej i fizycznej Część I Wydział Chemii UAM Poznań 2011 AN I ZN AN IA PO ZN EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR TA Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego, która zachowuje jego właściwości chemiczne C H Średnica atomu wynosi około 10-10 m, jest on na zewnątrz elektrycznie obojętny. Składa się z jądra atomowego i elektronów, które znajdują się w przestrzeni wokół jądra. AN I ZN AN IA PO ZN W AR TA Jądro atomowe Symbol proton 1 1 p Ładunek [C] Masa [u] + 1,6 · 10-19 1,00728 0 1,00866 - 1,6 · 10-19 0,00055 AR Cząstka TA C H EM PO IA W skład jądra atomowego wchodzą protony i neutrony (nukleony). Protony, neutrony i elektrony są cząstkami elementarnymi. neutron 1n W 0 elektron 0e EM IA -1 C H Jądro atomowe o określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze nazywa się nuklidem AN I ZN AN IA PO ZN AR TA Liczba atomowa, Liczba masowa IA W Liczba masowa (A) określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów) TA C H EM PO Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów w jądrze, jest równa liczbie elektronów w przestrzeni wokół jądra ZE W AR A – Z Liczba protonów i neutronów – A Liczba neutronów – A-Z C H EM IA Liczba protonów lub elektronów Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej AN I PO ZN EM PO IA Ernest Rutherford - model planetarny (1911): ZN AN IA W AR TA Modele atomów C H EM IA W AR TA C H Dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą elektrony AN I ZN AN IA PO ZN TA Niels Bohr - dodał do modelu Rutherforda teorię kwantów Plancka C H EM IA W AR TA C H EM PO IA zajmować tylko wybrane orbity W AR i Einsteina: Elektrony mogą mieć tylko wybrane wartości energii i AN I ZN AN IA PO ZN TA Erwin Schrödinger - mechanika kwantowa na bazie dualizmu korpuskularno- AR falowego : Elektronów w atomach nie należy traktować jako cząstek, lecz jako W AR TA C H EM PO IA W chmurę ładunków o gęstości opisanej przez kwadrat funkcji falowej Ψ2. IA Rozwiązaniem równania Schrödingera jest funkcja falowa. Funkcja falowa EM elektronu w atomie ma tak istotne znaczenie, ze nadano jej specjalną nazwę : C H orbital atomowy. AN I ZN AN IA PO ZN TA Orbitale atomowe - maja charakterystyczne energie i kształty. C H EM orbitale p IA TA W AR s C orbital H EM PO IA W AR Różne kształty oznacza się różnymi literami. IA EM H C W orbitale d TA AR TA AR W PO ZN ZN AN IA PO IA EM H C AN I Orbitale atomowe AN I ZN AN IA PO ZN W AR TA Orbital atomowy opisany jest przez określoną kombinację liczb kwantowych. Symbol Wartości Znaczenie Podaje Główna n 1,2, … Określa powłokę (energię) Wielkość Poboczna (orbitalna) l Magnetyczna ml Spinowa ms IA W 0,1,…,n-1 EM H C TA Nazwa AR C H EM PO IA Liczby kwantowe Określa podpowłokę Kształt l, …,0,…,-l Określa orbitale podpowłoki Kierunek +1/2, -1/2 Określa stan spinowy Kierunek spinu AN I ZN AN IA PO ZN TA C H EM PO IA W AR Elektrony w atomie w stanie podstawowym opisywane są przez orbitale z zachowaniem: C H EM IA W AR TA zasady minimum energii Zakazu Pauliego Reguły Hunda AN I ZN AN IA PO ZN TA AR EM PO IA W Zasada minimum energii C H EM IA W AR TA C H Elektrony opisywane są w pierwszej kolejności przez orbitale o najniższej energii (czyli o najmniejszej głównej liczbie kwantowej) IA EM H C W TA AR TA AR W PO ZN ZN AN IA PO IA EM H C Poziomy energetyczne AN I AN I EM PO ZN AN IA PO ZN TA IA W AR Zakaz Pauliego C H EM IA W AR TA C H W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o tej samej energii, czyli o takich samych wartościach wszystkich (czterech) liczb kwantowych. Z reguły tej wynika, że na danym orbitalu mogą się znajdować jedynie dwa elektrony o przeciwnych spinach AN I ZN AN IA PO ZN W AR TA Reguła Hunda TA C H EM PO IA liczba niesparowanych elektronów na danej powłoce powinna być możliwie największa EM IA W AR pary elektronów o przeciwnych spinach są tworzone dopiero po zapełnieniu wszystkich orbitali danej podpowłoki przez elektrony niesparowane C H elektrony niesparowane na orbitalach danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu H Li Be Rb Sr AR Sc Ti V Y W Ca B N O F Al Si P S Cl Ar Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Fr Ra Ac Th ... No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Pt Au Hg Tl H EM PO Cs Ba La Ce ... Ne Sn Sb Te I Xe Pb Bi Po At Rn TA C C He Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr IA K TA Na Mg ZN AN IA PO ZN AN I układ okresowy - bloki La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb AR Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No W Ac Th Pa U IA EM pierwiastki bloku s pierwiastki bloku p C H pierwiastki bloku d pierwiastki bloku f konfiguracja helowców: He 1s2 Ne 1s22s22p6 Ar 1s22s22p63s23p6 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 Xe 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 Rn 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 AN I 18Ar 1s22s22p63s23p6 PO EM H W AR TA C IA EM H C ZN AN IA PO ZN 1s22s22p63s23p6 AR - 17Cl W 1s22s22p63s23p5 IA 17Cl TA Procesy tworzenia się jonów – anion AN I AR + 1s22s22p6 W 11Na TA 1s22s22p63s1 11Na EM PO IA 1s22s22p6 C H EM IA W AR TA C H 10Ne ZN AN IA PO ZN Procesy tworzenia się jonów – kation AN I ZN AN IA PO ZN TA ELEKTROUJEMNOŚĆ H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR Jest to miara zdolności atomu do przyciągania pary elektronów w cząsteczce. Związki złożone z pierwiastków o dużej różnicy elektroujemności (≥2) mają silny charakter jonowy. C Elektroujemność w okresie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej, w grupie maleje wraz ze wzrostem liczy atomowej. AN I ZN AN IA PO ZN W AR TA ENERGIA JONIZACJI pierwiastka jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku pierwszej energii jonizacji I1, chodzi o atom obojętny. Na przykład, w przypadku miedzi: EM PO IA Cu(g) →Cu+(g) + e-(g) TA C H I1 = (energia Cu+ + e-) – (energia Cu) W AR Wartość doświadczalna dla miedzi wynosi 785 kJ/mol. Druga energia jonizacji I2, jest energia potrzebną do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego kationu w fazie gazowej. Dla miedzi: IA Cu+(g)→Cu2+(g) + e-(g) C H EM I2 = (energia Cu2+ + e-) – (energia Cu+) AN I ZN AN IA AR TA PO ZN POWINIWACTWO ELEKTRONOWE, Ep.e., pierwiastka jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym. W Powinowactwo elektronowe chloru to energia uwolniona w procesie: EM PO IA Cl(g) + e-(g)→Cl-(g) Ep.e. = (energia Cl + e-) – (energia Cl-) C H EM IA W AR TA C H Atom może przyłączyć więcej niż jeden elektron. Energia uwolniona w wyniku przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszego powinowactwa elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona wskutek przyłączenia drugiego elektronu to drugie powinowactwa elektronowe. Wartość dodatnia wskazuje na silne powinowactwo. Gdy podane są dwie wartości, pierwsza dotyczy powstania anionu jednoujemnego, a druga – powstania anionu dwuujemnego z anionu jednoujemnego. AN I ZN AN IA PO ZN W AR TA Typy wiązań C H EM IA W AR TA C H EM PO IA Własności oraz charakter wiązania chemicznego zależą od wielu czynników, np. od konfiguracji elektronowej, rozmiarów atomów czy też ładunku jąder atomowych. Powoduje to dużą różnorodność wiązań chemicznych spotykanych w naturze AN I ZN AN IA PO ZN WIĄZANIE JONOWE C H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR TA Wiązanie jonowe powstaje między atomami, które znacznie różnią się elektroujemnością (różnica elektroujemności jest większa od 1,4). Atomy jednego pierwiastka (określonego jako elektrododatni) tracą swoje elektrony walencyjne na rzecz atomów drugiego z pierwiastków (elektroujemnego). Utworzone w taki sposób jony, dodatni i ujemny, przyciągają się dzięki działaniu sił elektrostatycznych. AN I ZN AN IA PO ZN WIĄZANIE ATOMOWE, KOWALENCYJNE C H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR TA Wiązanie takie spotykane jest dosyć rzadko. Powstaje ono między atomami tego samego pierwiastka i jest wiązaniem apolarnym. Najczęściej spotykane jest w pierwiastkach występujących w stanie gazowym, np. Cl2, O2, N2 czy I2. W takim przypadku atomy uzyskują konfigurację gazu szlachetnego poprzez utworzenie jednej lub więcej wspólnych par elektronowych, które wchodzą jednocześnie w układy elektronowe obu łączących się atomów. Każdy z nich dostarcza tej samej liczby elektronów. AN I ZN AN IA PO ZN WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE C H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR TA Wiązanie to różni się od wiązania atomowego tym, że tworzą je atomy różnych pierwiastków (których różnica elektroujemności nie jest duża; wynosi od 0,4 do 1,4). W tym przypadku para elektronowa, która łączy atomy, jest przesunięta w kierunku atomu pierwiastka o większej elektroujemności. W wyniku tego przesunięcia tworzy się układ dipolowy i zatracona zostaje równowaga elektryczna. Jeden atom zyskuje ładunek δ+, natomiast drugi δ-Jako całość cząsteczka jest nadal elektrycznie obojętna, ale w wyniku tego przesunięcia niektóre jej miejsca są w większym stopniu podatne na reakcje chemiczne. Miarą przesunięcia ładunku elektrycznego jest moment dipolowy. Jest to iloczyn wartości bezwzględnej ładunku elektrycznego zawartego w jednym z biegunów dipola, oraz odległości między biegunami. W jednostkach SI moment dipolowy wyrażany jest w kulombometrach [C m]. AN I ZN AN IA PO ZN TA WIĄZANIE KOORDYNACYJNE C H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR Wiązanie to zwane jest inaczej wiązaniem donorowo-akceptorowym. Polega ono na uwspólnieniu elektronów, jednak w odróżnieniu od wiązania kowalencyjnego, elektrony pochodzące tylko od jednego atomu (zwanego donorem) są wykorzystywane również przez drugi atom (akceptor). AN I ZN AN IA PO ZN TA WIĄZANIE METALICZNE C H EM IA W AR TA C H EM PO IA W AR Wiązanie metaliczne powstaje w wyniku przyciągania elektrycznego jąder atomowych i swobodnych elektronów, znajdujących się w zewnętrznych powłokach elektronowych atomów. Wiązanie takie spotyka się w przypadku metali czystych, ich stopów i związków międzymetalicznych. AN I ZN AN IA PO ZN TA Model VSEPR AR Model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej. TA C H EM PO IA W Opisuje kształt cząsteczki, skupiając się na jednym atomie, bierze pod uwagę wiązania , które tworzy i wolne pary elektronowe, które może zawierać. Elektrony wiążące i wolne pary elektronowe zajmują położenie najbardziej oddalone od siebie, tak aby ich wzajemne odpychanie się było najsłabsze C H EM IA W AR Np. w chlorku berylu (BeCl2) wiążące pary elektronowe, a tym samym i atomy chloru, zajmują maksymalnie oddalone od siebie położenie po przeciwnych stronach atomu berylu, cząsteczka zatem powinna być linowa . AN I ZN AN IA PO ZN TA W AR ORBITALE MOLEKULARNE TA C H EM PO IA Teoria orbitali molekularnych zakłada, że elektrony w cząsteczkach opisywane są orbitalami molekularnymi, które tworzą się z orbitali atomowych i spełniają trzy warunki: AR -mają porównywalną energię C H EM IA -wzajemnie się nakładają W -wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra obu atomów AN I ZN AN IA PO ZN HYBRYDYZACJA ORBITALI ATOMOWYCH IA W AR TA Hybrydyzacja to operacja matematyczna , polegająca na przekształceniu orbitali atomowych tego samego rodzaju o różnych liczbach pobocznej liczby kwantowej , w nowe orbitale – orbitale zhybrydyzowane. C H EM IA W AR TA C H EM PO Takiemu przekształceniu poddaje się tylko orbitale walencyjne atomu, oznacza się literą t . Liczba użytych do hybrydyzacji orbitali atomowych jest równa liczbie uzyskanych orbitali zhybrydyzowanych. Hybrydyzacja sp3 AN I PO TA AR W EM H C ZN AN IA PO ZN TA IA W AR H C Liniowy Płaski trójkąt Tetraedr Bipiramida trygonalna Oktaedr Bipiramida pentagonalna Płaski kwadrat IA 2 3 4 5 6 7 (4 Kształt EM Liczba zewnętrznych orbitali Hybrydyzacja sp sp2 sp3 sp3d sp3d2 sp3d3 dsp2)
