tematyka wykładów

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:

– Wiązania jonowe (NaF, BaCl2),

– Wiązania kowalencyjne - niespolaryzowane (Cl2, H2 O2 N2) i spolaryzowane (HCl, HJ),

– Wiązania koordynacyjne (NH4+, SO4

2-).

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 Na 1,57A

Promień jonowy Na+ 0,98A

Promień atomowy Fe 1,17A



Promień van der Waalsa Cl 1,40A

Promień jonowy Cl- 1,81A


• 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


• 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


• 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


• 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.


• W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie:

promień atomowy,

promień jonowy,

gęstość,

charakter metaliczny, zasadowość tworzonych tlenków i wodorotlenków.


• W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje:

potencjał jonizacyjny,

elektroujemność,

rozpowszechnienie pierwiastków (wyjątki),

temperatury topnienia.


• 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.

tematyka wykładów

Documents