Tematyka wykadw Podstawowe definicje i prawa chemiczne Typy

  • Slides: 29
Download presentation
Tematyka wykładów • • • Podstawowe definicje i prawa chemiczne. Typy reakcji chemicznych. Budowa

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

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

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 12 C. • Masę atomową izotopu 12 C 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

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

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

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 -19 C i masie 1, 6726*10 -27 kg. Neutron - elektrycznie obojętna cząstka elementarna o masie 1, 6748*10 -27 kg. Elektron - cząstka elementarna o ujemnym ładunku elektrycznym 1, 602*10 -19 C i masie spoczynkowej 9, 109*10 -31 kg.

Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast liczbę nukleonów – tzw.

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 m. P + (A - Z) m. N] - m. J E = m c 2 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

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

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

• 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: m. Vr – 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

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

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 jest możliwe

• kwantowy (Schrodinger) Wokół dodatniego jądra krąży chmura elektronów, których położenie 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/n 2 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

• 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 = m. S h/2 spinowa liczba kwantowa m. S może przyjmować wartości (+1/2; -1/2)

Liczby kwantowe. Główna liczba kwantowa - n - określa numer i rozmiar powłoki, n

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 - m. S - przyjmuje wartości -l/2 lub +l/2 Na każdej powłoce może znaleźć się maksymalnie 2 n 2 elektronów. Na każdym orbitalu mogą znaleźć się maksymalnie 2 elektrony.

Reguła Hunda - liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa,

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

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: –

Budowa cząsteczek • Teoria Kossela - Lewisa - jakościowa, oparta na regule oktetu: – Wiązania jonowe (Na. F, Ba. Cl 2), – Wiązania kowalencyjne - niespolaryzowane (Cl 2, H 2 O 2 N 2) i spolaryzowane (HCl, HJ), – Wiązania koordynacyjne (NH 4+, SO 42 -).

Budowa cząsteczek • Wiązania sigma ( ) i wiązania pi ( ) Wiązania, które

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 (Be. F 2) sp 2 trygonalna (BF 3) sp 3 tetraedryczna (CH 4, NH 3, H 2 O) sp 3 d bipiramida trygonalna (PCl 5) sp 3 d 2 oktaedryczna (SF 6) sp 2 d 3 bipiramida pentagonalna (JF 7)

Budowa cząsteczek • Metoda orbitali molekularnych Każdej parze orbitali atomowych wchodzących w kombinację liniową

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

Własności pierwiastków • Rozmiary atomów i jonów Promień atomowy Promień jonowy Promień atomowy Promień van der Waalsa Promień jonowy Na Na+ Fe Fe Fe Cl Cl- 1, 57 A 0, 98 A 1, 17 A 0, 76 A 0, 64 A 1, 40 A 1, 81 A

Własności pierwiastków • Potencjały jonizacyjne Energię potrzebną do oderwania najluźniej związanego z atomem elektronu

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, 39 e. V 5, 14 e. V 4, 34 e. V 4, 18 e. V 3, 89 e. V II potencjał jonizacyjny 75, 62 e. V 47, 29 e. V 31, 81 e. V 27, 36 e. V 23, 40 e. V

Własności pierwiastków • Powinowactwo elektronowe Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu do obojętnego

Własności pierwiastków • Powinowactwo elektronowe Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu do obojętnego izolowanego atomu w stanie gazowym, nazywamy powinowactwem elektronowym F F 3, 62 e. V Cl 3, 79 e. V Br 3, 56 e. V J J 3, 28 e. V H H 0, 77 e. V O O 2 -7, 28 e. V S S 2 -3, 44 e. V

Własności pierwiastków • Elektroujemność Dążność atomu, znajdującego się w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania

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

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

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

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

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

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.