Chemia budowlana

dr inż. Beata Janowska

Części składowe atomu

• Atom jest elektrycznie obojętną mikrostruktrą

zbudowaną z dodatnio naładowanego jądra
otoczonego zespołem ujemnych elektronów.
Stanowi on najmniejszą ilość pierwiastka
zachowującą jego właściwości.

cząstk

a

symbo

l

masa

[u]

masa

przybliżo

na [u]

ładunek

[e]

proton

p

1,0072

78

1

+1

neutro

n

n

1,0086

15

1

0

elektro

n

e

0,0005

48

-1

1825

1

Atomowa jednostka masy – jest to

masy atomu węgla C-12

1g 6,02·10

23

u

Elementarna jednostka ładunku –

jest to wartość równa ładunkowi
elektrycznemu jaki ma elektron

e 1,6 ·10

-19

C

12

1





• Liczba atomowa Z – określa liczbę protonów

w danym atomie

• Liczba masowa A - określa sumę protonów i

neutronów w danym atomie

N = A – Z, N – liczba neutronów w danym jądrze

atomowym

nukleon - suma protonów i neutronów w

jądrze atomowym

• Pierwiastek

chemiczny

–

zbiór

atomów o tej samej wartości liczby
masowej A i atomowej Z

• Izotopy – zbiór atomów o tej samej

liczbie atomowej Z, a różnej wartości
liczby masowej A

• Izobary – zbiór atomów o tej samej

wartości liczby masowej A i różnej
liczbie atomowej Z

Budowa atomu

wodoru

teoria Nielsa Bohra

Bohr przyjął za
punkt wyjścia
model jądrowy
Rutherforda:
zakładający, że w
geometrycznym
środku atomu
znajduje się jądro
wokół, którego
krąży elektron

Postulaty Bohra

Postulat I
• Elektron w atomie może przebywać w jednym

z wielu stanów energetycznych ( tzw. stanów
stacjonarnych), w których jego energia ma
ściśle określoną stałą wartość



2

h

n

mvr

m – masa elektronu, V – prędkość, r – promień orbity, h=6,625 ·10

-34

J ·s

- stała Plancka, n – kolejne liczby całkowite

Postulat II

Elektron może pobrać kwant energii
docierającej do atomu z zewnątrz i przejść
do stanu stacjonarnego o wyższej energii
lub może oddać kwant energii w formie fali
elektromagnetycznej i przejść do stanu
stacjonarnego o niższej energii

Schemat powstawania serii widma

emisyjnego wodoru.

Podstawy współczesnej teorii

kwantowej

• Elektron w atomie może przebywać w jednym z

wielu

możliwych

stanów

tzw.

stanów

kwantowych, z których każdy jest określony
skwantowanymi wartościami wielkości: energii
(n)- główna liczba kwantowa,
momentu pędu (krętu) (l) – orbitalna
(poboczna) liczba kwantowa,
rzutu momentu pędu na wyróżniony kierunek
(m) – magnetyczna liczba kwantowa,
spinu (S) – spinowa liczba kwantowa,
rzutu spinu na wyróżniony kierunek (m

s

) –

magnetyczna spinowa liczba kwantowa.

 W żadnym stanie kwantowym elektron nie

wypromieniowuje ani nie pochłania energii, nie
zmienia wartości momentu pędu i spinu ani ich
orientacji przestrzennej

 Nie można określić równocześnie dokładnego

położenia i pędu elektronu w danej chwili –

zasada nieoznaczoności Heisenberga

 Ruch elektronu w atomie można opisać

równaniem

różniczkowym

(równaniem

Schrödingera), którego rozwiązaniem są funkcje
falowe i odpowiadające im wartości energii

H = E

Operator H działa na funkcję  = (energia całkowita) razy

funkcja 

 Dla każdego stanu kwantowego można

obliczyć prawdopodobieństwo przebywania

elektronu w danej odległości od jądra oraz

określić

kształt

i

rozmiary

orbitalu

atomowego.

Orbital atomowy jest to najmniejszy obszar

przestrzeni wokółjadrowej, wewnątrz którego

prawdopodobieństwo znalezienia elektronu

ma określoną wartość (90%)

 Zbiór stanów kwantowych o wspólnej wartości

głównej liczby kwantowej n – nazywamy powłoką

elektronową;

liczba

stanów

kwantowych

jest

określona iloczynem 2n

2

wartość n

1 2 3 4 5 6 7 ...

nazwa powłoki

K L M N O P Q ...

Główna liczba kwantowa n decyduje o wielkości

orbitalu

 Zbiór stanów kwantowych, z których wszystkie

mają wspólną wartość głównej liczby kwantowej
n oraz wspólną wartość orbitalnej liczby
kwantowej l – nazywamy podpowłoką kwantową
– liczba stanów kwantowych wynosi 4l+2

wartość l 0 1 2 3 4 5 6 ...

symbol podpowłoki

s p d f g h i ...

Orbitalna liczba kwantowa l decyduje o kształcie

orbitalu

Orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości

od 0 do (n-1)

 Zbiór stanów kwantowych o wspólnych

wartościach

głównej

n,

orbitalnej

l

i

magnetycznej m liczby kwantowej – nazywamy
poziomem orbitalnym. Liczba poziomów
orbitalnych w powłoce wynosi n

2

, a w

podpowłoce 2l+1. Do każdego poziomu
orbitalnego należą dwa stany kwantowe
różniące się orientacją przestrzenną spinu.

magnetyczna liczba kwantowa m decyduje o

orientacji przestrzennej orbitalu.

 magnetyczna liczba kwantowa m przyjmuje

następujące wartości: od –l do +l z zerem
włącznie

 Spinowa liczba kwantowa S nie wpływa na

zróżnicowanie

stanów

kwantowych

i

przyjmuje wartość równą ½

 Magnetyczna spinowa liczba kwantowa m

s

określa liczbę stanów kwantowych w poziomie
orbitalnym i przyjmuje wartość –1/2 lub +1/2

 Elektron może absorbować kwant energii

docierający do atomu z zewnątrz i przejść do
stanu kwantowego o wyższej energii lub może
emitować do otoczenia kwant energii w formie
fali elektro magnetycznej przechodząc do
stanu o niższej energii

Kształty orbitali

Orbital typu s

Orbitale typu p

Orbitale typu d

• Wektor orbitalnego momentu L jest skwantowany w

przestrzeni. Względem danego kierunku z dozwolone
są jedynie pewne ustawienia wektora L.

Modele atomu wodoru

Konfiguracja elektronowa

• Konfiguracja

elektronowa,

czyli

rozmieszczenie elektronów w atomie,
daje chemikowi cenne informacje,
pozwalające przewidywać właściwości i
zachowanie się pierwiastka w różnych
warunkach oraz reakcje chemiczne, w
jakie może wchodzić

Rozmieszczenie elektronów na poziomach

kwantowych

n

po

wło

ka

l

pod

pow

łoka

m

m

s

Największa możliwa

liczba elektronów

W podpowłoce

W powłoce

1

K

0 (s)

1s

0

2

2

2

L

0 (s)

1 (p)

2s

2p

0

+1,0,-1

2
6

8

3

M

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3s

3p
3d

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

2
6

10

18

4

N

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3 (f)

4s

4p
4d

4f

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

+3,+2, +1,0, -1,-2,-3

2
6

10
14

32

5

O

0 (s)

1 (p)
2 (d)

3 (f)

4 (g)

5s

5p
5d

5f

5g

0

+1,0,-1

+2, +1,0, -1,-2

+3,+2, +1,0, -1,-2,-3

+4,+3,+2, +1,0, -1,-

2,-3,-4

2
6

10
14
18

50

2

1



2

1



2

1



2

1



2

1



 Zakaz Pauliego :

W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony,
których stan kwantowy nie różniłby się
przynajmniej jedną liczbą kwantową

 Zasada Hunda


Liczba niesparowanych elektronów w danej

podpowłoce powinna być możliwie największa



Pary elektronów w danej podpowłoce tworzą

się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów
orbitanych danej podpowłoki przez elektrony
niesparowane



elektrony

niesparowane

w

poziomach

orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową
wartość spinu

Kolejność obsadzania poziomów

energetycznych

Elektrony walencyjne

• Elektrony znajdujące się na ostatniej

powłoce słabo związane z jądrem atomu
–

decydują

o

właściwościach

chemicznych danego pierwiastka

Układ okresowy

pierwiastków

• Prawo okresowości w swojej

współczesnej wersji mówi, że
właściwości

pierwiastków

chemicznych

uporządkowanych

według

wzrastających

liczb

atomowych Z powtarzają się
okresowo.

Skala elektroujemności Paulinga

Teorie tworzenia wiązań

chemicznych

• Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub

więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy,

gdy energia cząsteczki jest mniejsza od sumy energii

poszczególnych atomów. Oznacza to, że proces

tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie

korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia

przez układ minimum energii. A to oznacza, że w

procesie łączenia się atomów w cząsteczkę jest

uwalniana energia. Najczęściej uwalniana energia ma

postać ciepła.

• wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do

uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu

szlachetnego, czyli posiadania ośmiu elektronów -

oktetu elektronowego na zewnętrznej powłoce, lub

posiadania dwóch elektronów - dubletu elektronowego

Wielkości charakteryzujące

wiązanie

• energia dysocjacji (energia wiązania)
• odległość pomiędzy atomami (długość

wiązania)

• kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt

walencyjny).

Typy wiązań chemicznych

• wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne
• wiązanie atomowe czyli kowalencyjne
• wiązanie pośrednie czyli atomowe

spolaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane)

• wiązanie donorowo-akceptorowe

(koordynacyjne)

• wiązanie wodorowe
• wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie

siłami van der Waalsa

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)

• Wiązania jonowe występują w układach

złożonych z atomów skrajnie różniących się
elektroujemnością

Wiązanie atomowe

(kowalencyjne)

• Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy

łączą

się

z

sobą

atomy

pierwiastków

elektroujemnych o takich samych wartościach
elektroujemnością

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

spolaryzowane

• Wiązanie

atomowe

spolaryzowane

jest

wiązaniem pośrednim między jonowym a
atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się
ze sobą atomy pierwiastków różniących się
elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w
przypadku tworzenia wiązania jonowego.

Wiązanie donorowo-akceptorowe

(koordynacyjne)

• Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się

od wiązania atomowego lub atomowego
spolaryzowanego,

że

para

elektronowa

tworzących wiązanie oddawana jest przez
jeden z dwóch łączących się atomów.

Wiązanie metaliczne

• Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest

dla scharakteryzowania wiązania chemicznego
istniejącego pomiędzy atomami metalu w
stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw.
siecią metaliczną.