CHEMIA OGLNA Wojciech Solarski WYKAD Prof dr hab

CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski

WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, pok. 44, tel. 012 -617 -27 -04. Lokalizacja: http: //www. biuletyn. agh. edu. pl/pliki/mapa_agh. pdf

KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, sala 54 Ip

WYKŁAD: Dr Wojciech Solarski, Podręcznik: Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J. Banaś, W. Solarski. Podręcznik internetowy: J. Banaś, W. Solarski. E-Chemia dla inżynierów www. chemia. odlew. agh. edu. pl

Materiały do ćwiczeń: Internet: www. chemia. odlew. agh. edu. pl Zakładka: Dydaktyka/Wydział IMi. R/St. zaoczne/Chemia Ogólna 1. 2. 3. 4. 5. Obliczenia chemiczne Typy reakcji chemicznych Klasyfikacja związków chemicznych Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń) Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s. 54.

Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J. Banasia, W. Solarskiego.

Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMi. R. Podstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne, nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). Chd. I cz. I. Budowa atomu. Elektronowa struktura atomu. Model atomu Bohra. Kwantowo - mechamiczny model atomu. Orbital - graficzne rozwiazania równania Schrödingera. Liczby kwantowe. Zapis elektronowej struktury atomu (dla atomów do n=20). Chd. I cz. I. Układ okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. Chd. I cz. I.

Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). Chd. I cz. I. Klasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych (kreskowe i elektronowe). Chd. I cz. IV. Stany skupienia materii. Gaz doskonały (równanie stanu gazu, równanie Clapeyrona). Gaz rzeczywisty (równanie van der Waalsa). Skraplanie gazu. Ciecze. Parowanie cieczy. Prężność pary nasyconej. Napięcie powierzchniowe cieczy. Ciała stałe. Rodzaje struktur krystalicznych. Chd. I cz. II.

Przemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy. Roztwory. Stężenia roztworów. Chd. I cz. IV, cz. V Obliczenia chemiczne. Stechiometria. Termochemia. Reakcje redox. Chd. I cz. IV. Chemia organiczna. Struktura związków organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy. Chd. I cz. IX.

Naturalne i sztuczne tworzywa wielkocząsteczkowe. Polimeryzacja addycyjna. Polimeryzacja kondensacyjna. Charakterystyka polimerów addycyjnych (PE, PP, PCV, PS, PTFE). Charakterystyka polimerów kondensacyjnych (fenoplasy, aminoplasy. poliamidy, poliestry, silikony). Chd. I cz. IX. Elektrochemia. Definicja potencjału standardowego. Szereg napięciowy metali. Ogniwa. Akumulatory. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Mechanizm powstawania rdzy. Metody ochrony przed korozją. Chd. I cz. VI i VII. Chemia dla inżynierów, cz. I, IV, V, VII, IX

Chemia w technice 11 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

Zastosowanie plastików i kompozytów 12 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

KOROZJA – NISZCZENIE MATERIAŁÓW 13 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

Korozja metali Ochrona przed korozją

Tworzywa metaliczne Energochłonność Zanieczyszczenie środowiska

Czyste powietrze 16 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

Zanieczyszczenia powietrza 17 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

Zanieczyszczenia powietrza CO 2 18 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

BUDOWA MATERII

Podstawy chemii Chemia - nauka zajmującą się budową materii, jej właściwościami oraz przemianami, jakim ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe. Materia zbudowana jest z atomów. Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie. Rozmiary atomów zależą od rodzaju pierwiastka, im bardziej złożona budowa atomu tym większy jego promień. Pierwiastek – zbiór atomów charakteryzujących się jednakową liczbą atomową (ta sam liczba protonów w jądrze) Związek chemiczny – zbiór cząsteczek składających się z atomów różnych pierwiastków

Podstawy chemii Związek chemiczny – rodzaj materii złożonej składającej się z cząsteczek heteroatomowych, która może ulec rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze Mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości substancji, zmieszanych w dowolnym stosunku

Budowa atomu Badania struktury jąder atomowych pozwoliły odkryć około 200 cząstek elementarnych, wśród nich protony, neutrony, elektrony. Istnieją bardziej podstawowe cegiełki materii, zwane kwarkami, które budują cząstki uważane do niedawna za elementarne.

Budowa atomu Large Hadron Collider (Wielki Zderzacz Hadronów Nukleonów)

Budowa atomu

Budowa atomu Nu kle ony Cząstka Masa, g Masa, u Ładunek, C proton 1, 6726* 1, 00728 +1, 602* 10 -24 10 -19 Trwałość poza Symbol jądrem p duża neutron 1, 6749* 1, 00867 10 -24 0 n mała elektron 0, 91096 1/1836 *10 -27 -1, 602* 10 -19 e duża

Budowa atomu Cząstka Masa, u Ładunek, elementarny Symbol proton Ok. 1 +1 p neutron Ok. 1 0 n elektron 1/1836 -1 e

Opis atomu pierwiastka liczbę masową symbol pierwiastka liczba atomowa Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę masową A. Symbole pierwiastków wywodzą się na ogół z nazw greckich lub łacińskich np. : helium He, azot nitrogenium N, tlen oxygenium O, sód – natrium Na, żelazo – ferrum Fe. Niektóre wykryte w ostatnich latach noszą nazwy wywodzące się od nazwisk uznanych uczonych np. pierwiastek 99 nosi nazwę einsteinium Es, a 107 bohrium Bh.

Budowa atomu 1 proton 8 protonów 1 elektron 8 neutronów 8 elektronów 3 protony 3 neutrony 3 elektrony Na rysunku pominięto neutrony

Budowa atomu

17 protonów, 14 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 15 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 18 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 20 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 22 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 24 neutronów, 17 elektronów IZOTOPY CHLORUTE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE

IZOTOPY CHLORU MASA ATOMOWA SPOSÓB PRZYBLIŻONY NIE UWZGLĘDNIAJĄCY DEFEKTU MASY WYNIKAJĄCEGO Z DZIAŁANIE SIŁ JĄDROWYCH WEWNĄTRZ JĄDRA

Elektronowa struktura atomów DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE?

Elektronowa struktura atomów ELEKTRON KRĄŻY WOKÓŁ JĄDRA PO ORBITACH DOZWOLONYCH Teoria N. Bohra: RUCH ELEKTRONU NA ORBICIE BEZ UTRATY ENERGII Moment pędu jest kwantowany mvr = nh/2 siła elektrostatycznego przyciągania = siła odśrodkowa

Elektronowa struktura atomów N. Bohr wyliczył: 1. Energię elektronu 2. Promień orbity 3. Z równania E = h* Częstotliwość promieniowania

Mechanika kwantowa Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej opisującym ruch cząstek w przestrzeni jest równanie Schrödingera: - funkcja falowa m – masa h – stała Plancka E – energia V – energia potencjalna

Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale s

Rozwiązania r. Schrödingera Orbital s

Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale p

Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale d

Liczba spinowa Spin elektronów

Orbital 1 s Orbital 2 p Orbital 3 s Orbital 3 p 43 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617 -27 -04) 1. 10

Rozwiązania r. Schrödingera Rozwiązaniem równania Schrödingera są pewne funkcje własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n, l, m. Liczba n jest nazywana główna liczba kwantową może przyjmować wartości kolejnych liczb naturalnych (całkowitych, dodatnich): 1, 2, 3. . . Poboczna liczba kwantowa l może przybierać wartości 0, 1, 2. . . (n - 1). Liczba m nazywana jest magnetyczną liczba kwantową. Liczba m osiąga wartości z przedziału <-l, +l>. Zestaw tych trzech liczb kwantowych nosi nazwę orbitalu. Poszczególne orbitale określa się skrótami, które zawierają głowną liczbę kwantową oraz poboczną liczbę kwantową w postaci litery. Przyjęto nazywać wartość l = 0 literą s, l =1 literą p, l = 2 literą d oraz l = 3 literą f.

Liczby kwantowe Stan energetyczny elektronu określają cztery liczby kwantowe: główna liczba kwantowa n, (n = 1, 2, 3, 4. . ) poboczna liczba kwantowa l, (l = 0. . . n-1) magnetyczna liczba kwantowa m, (m = <-l, +l> magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms (ms = +1/2, -1/2 gdy poboczna liczba kwantowa: l = 0 oznaczamy ją literą s, l = 1 oznaczamy ją literą p, l = 2 oznaczamy ją literą d, l = 3 oznaczamy ją literą f.

Konfiguracja elektronowa

Elektrony walencyjne

Konfiguracja elektronowa pierwiastków Dublet i oktet elektronowy Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. hel 1 s 2 neon [He] 2 s 2 p 6 argon [Ne] 3 s 2 p 6 krypton [Ar] 3 d 10 4 s 2 p 6 ksenon [Kr] 4 d 10 5 s 2 p 6 radon [Xe] 4 f 14 5 d 10 6 s 2 p 6

Wiązania chemiczne KOWALENCYJNE (ATOMOWE) JONOWE (HETEROPOLARNE) KOORDYNACYJNE METALICZNE

Elektroujemność -jest to zatem pewna tendencja atomu pierwiastka do przyciągania elektronów walencyjnych innych atomów. Na wielkość elektroujemności główny wpływ mają dwa czynniki: -odległość powłoki walencyjnej od jądra atomowego -zdolność atomu do stworzenia powłoki zawierającej osiem elektronów. Wyższą elektroujemnością będą charakteryzować się pierwiastki początkowych okresów (mały promień atomowy, silniejsze przyciąganie przez dodatnie jądro) i końcowych grup (duża ilość elektronów walencyjnych ułatwia osiągnięcie oktetu).

WIĄZANIE KOWALENCYJNE DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI <0 -0, 4>

WIĄZANIE KOWALENCYJNE DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ROŻNICY ELEKTROUJEMNOŚCI <0, 4 -1, 7>

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

Kryształ molekularny lodu

WIĄZANIE JONOWE Przykład: Na. Cl Sód chętnie reaguje z chlorem. Konfigurację elektronową atomu Na można zapisać: 2 2 s 2 p 6 3 s 1 Na 1 s 11 W czasie reakcji tworzy się jon sodu o konfiguracji elektronowej: + Na 11 1 s 2 2 s 2 p 6

WIĄZANIE JONOWE Sód chętnie reaguje z chlorem: Na(s) + ½Cl 2(g) Na. Cl(s)

WIĄZANIE JONOWE Atom chloru o konfiguracji: 17 Cl 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 5 przyjmuje elektron i tworzy anion Cl- - 1 s 2 2 s 2 p 6 3 s 2 p 6 Cl 17 Na. Cl

WIĄZANIE JONOWE

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe) powstaje, gdy wiążąca para elektronów pochodzi wyłącznie od jednego pierwiastka. Jest on donorem pary elektronowej, a drugi z pierwiastków staje się akceptorem.

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)

WIĄZANIE METALICZNE Wiązanie to występuje w metalach. Elektrony walencyjne atomów metalu mogą swobodnie poruszać się między dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowiąc tzw. zdelokalizowany gaz elektronowy. Uporządkowany ruch elektronów to przepływ prądu elektrycznego.

WIĄZANIE METALICZNE