Akademia GrniczoHutnicza WIMi R wykad z chemii oglnej

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Co to jest materia? Materia związki Pb. S chemiczne cząsteczka pierwiastki atom 2

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Budowa atomu atom jądro neutron symbol: n ładunek: 0 (neutral) masa: 1 [u] 1, 6749 x 10 -24 [g] proton elektrony symbol: e ładunek: -1 (elementarny), -1, 602 x 10 -19 [C] masa: 1/1836 [u] 0, 91096 x 10 -27 [g] symbol: p ładunek: +1 (elementarny), +1, 602 x 10 -19 [C] masa: 1 [u] 1, 6749 x 10 -24 [g] 1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12 masy izotopu węgla 3

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej 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 - 8 protonów = 8 neutronów Z = 8 protonów = 8 elek tronów 4

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Izotopy Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów nazywane są izotopami. 5

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Model atomu Rutherford Planck – kwant energii h – stała Plancka = 6, 625 x 10 -34 [J s], - częstotliwość Model atomu Bohra 6

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Schrödinger – funkcja falowa - równanie Schrödingera E – całkowita energia elektronu, V – energia potencjalna, m – masa elektronu, Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra – rozwiązanie równania Schrödingera orbital 7

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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 1 s, n = 2, l = 1, m = -1 orbital 2 px, n = 3, l = 2, m = 2 orbital 8

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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 1 s 2 2 l=0 m=0 2 s 2 m = – 1 2 px m=0 2 py m=1 2 pz m=0 3 s m = – 1 3 px m=0 3 py m=1 3 pz n=2 l=1 l=0 l=1 6 2 6 m = – 2 n=3 18 32 m = – 1 l=2 m=0 3 dxy m=1 3 dxz m=2 3 dyz 10 9

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Typy orbitali orbital typu s orbital typu p 10

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa 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, WIMi. R, 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, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej 4 d 7 siedem elektronów na orbitalu 4 d 6 f 7 siedem elektronów na orbitalu 6 f Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego 1 H 1 elektron na orbitalu s 1 H = 1 s 1 2 He 8 O = 1 s 2 8 elektronów 1 s 2 2 p 4 lub, wiedząc, że 2 He = 1 s 2 8 O = [2 He] 2 s 2 2 p 4 13

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej 22 Ti Przesunięcie poziomu energetycznego = [18 Ar] 4 s 2 3 d 2 75 Re 1 2 3 4 5 6 7 s s s s p p p d d d f f = [54 Xe] 6 s 2 4 f 145 d 5 14

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Współczesny układ okresowy

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Bloki elektronowe w układzie blok s okresowym blok p blok d blok f 17

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowym Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony. 18

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon. 19

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów. 20

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami powłoki elektronowe Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa minimalna energia Przykład: Atom sodu: 11 Na = 1 s 2 2 p 6 3 s 1 =[10 Ne] 3 s 1 jeden elektron walencyjny. Sód daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje się kationem sodu 22

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Chlor: 17 Cl jednego =[10 Ne] 3 s 23 p 5 7 elektronów walencyjnych, potrzebuje elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną. Jony są razem elektrostatyczne przyciąganie Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym 23

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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 24

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Dwa atomy wodoru, 1 H = 1 s 1 Najbliższy gaz szlachetny - 2 He = 1 s 2 Wiązanie każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy się wspólna para elektronowa 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, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej 26

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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 27

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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”. Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo akceptorowe) 28

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, 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, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Orbitale molekularne ENERGIA Orbital atomowy Orbital cząsteczkowy antywiążący 1 s Orbital atomowy 1 s wiążący 30

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Tworzenie orbitali molekularnych 31

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja 32

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Stany atomowe węgla Hybrydyzacja sp 3

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp 3 etan metan 34

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp 2 eten (etylen) 35

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMi. R, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp etyn (acetylen) 36