Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA

Wykład 2

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

2

Co to jest materia?

Materia

cząsteczk

a

związki

chemiczne

pierwiast

ki

atom

PbS

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

3

Budowa atomu

atom

atom

jądro

jądro

elektrony

elektrony

proton

proton

neutron

neutron

symbol: e

ładunek: -1 (elementarny),

-1,602x10

-19

[C]

masa: 1/1836 [u]

0,91096x10

-27 [

g]

symbol: n

ładunek: 0 (neutral)

masa: 1 [u]

1,6749x10

-24

[g]

symbol: p

ładunek: +1 (elementarny),

+1,602x10

-19

[C]

masa: 1 [u]

1,6749x10

-24

[g]

1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla

C

12

6

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

4

E

A

Z

Z – liczba atomowa

= liczba protonów w jądrze

Każdy atom jest elektrycznie obojętny  liczba protonów = liczbie elektronów

Przykład:

Przykład:

O

16

8

Atom tlenu zawiera:

Z = 8  protonów = 8 elek tronów

A = 16  16 - 8 protonów = 8 neutronów

A – liczba masowa

= liczba protonów + liczba neutronów w jądrze

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

5

Izotopy

C

12

6

C

13

6

C

14

6

Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów

nazywane są izotopami.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

6

Model atomu Rutherford

Planck

Planck – kwant energii

ν

h

E

E

1

2







h – stała Plancka = 6,625 x10

-34

[Js],

 - częstotliwość

Model atomu Bohra

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

7

Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra –

rozwiązanie równania Schrödingera orbital





0

Ψ

V

E

h

m

8π

z

Ψ

y

Ψ

x

Ψ

2

2

2

2

2

2

2

2























1

dv

z)

y,

Ψ(x,

2





E – całkowita energia elektronu,

V – energia potencjalna,

m – masa elektronu,

Schrödinger

Schrödinger – funkcja falowa  - równanie Schrödingera

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

8

•

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

Przykład

:

:

n = 1, l = 0, m = 0  orbital 1s,

n = 2, l = 1, m = -1  orbital 2p

x

,

n = 3, l = 2, m = 2  orbital

2

2

y

x

3d



Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

9

Główna liczba

kwantowa

Poboczna

liczba

kwantowa

Magnetyczna

liczba

kwantowa

Typ

orbitalu

Liczba

elektronów

Maksymalna

liczba

elektronów

n = 1

l = 0

m = 0

1s

2

2

n = 2

l = 0

m = 0

2s

2

18

l = 1

m = –1

2p

x

6

m = 0

2p

y

m = 1

2p

z

n = 3

l = 0

m = 0

3s

2

32

l = 1

m = –1

3p

x

6

m = 0

3p

y

m = 1

3p

z

l = 2

m = –2

10

m = –1

m = 0

3d

xy

m = 1

3d

xz

m = 2

3d

yz

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

10

orbital typu s

orbital typu p

Typy orbitali

Typy orbitali

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

11

Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się

m

s

– magnetyczna spinowa liczba kwantowa











 

2

1

Zasada Paulinga :

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

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

Reguła Hundta:

Reguła Hundta: orbitale na tym samym poziomie (np.

trzy orbitale p: p

x,

p

y,

p

z

) są wypełniane najpierw

pojedynczymi elektronami o takim samym spinie.

Dopiero później następuje parowanie przez elektrony o

przeciwnym spinie.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

13

Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego

1

H  1 elektron na orbitalu s 

1

H = 1s

1

2

He = 1s

2

8

O  8 elektronów  1s

2

2s

2

2p

4

lub, wiedząc, że

2

He = 1s

2

8

O = [

2

He] 2s

2

2p

4

6

4d

7

 siedem elektronów na orbitalu 4d

6f

7

 siedem elektronów na orbitalu 6f

4

4

6

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

14





Przesunięcie poziomu energetycznego

Przesunięcie poziomu energetycznego

s s s s s s s

p p p p p

d d d

f f

1 2 3 4 5 6 7

75

Re = [

54

Xe] 6s

2

4f

14

5d

5

22

Ti = [

18

Ar] 4s

2

3d

2

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

Układ okresowy

Układ okresowy

Dmitrij Iwanowicz Mendelejew,

rosyjski chemik urodzony w Tobolsku

na Syberii odkrył w 1869 roku prawo

okresowości

pierwiastków

chemicznych,

które

mówiło,

że

właściwości

pierwiastków

są

periodycznie zależne od ich mas

atomowych.

Na

tej

podstawie

przewidział

istnienie

pierwiastków

jeszcze wtedy nie odkrytych, jak

skand, wanad.

Tablica Mendelejewa

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

16

Współczesny układ okresowy

Współczesny układ okresowy

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

17

Bloki elektronowe w układzie

Bloki elektronowe w układzie

okresowym

okresowym

blok s

blok d

blok p

blok f

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

18

Zmiana właściwości pierwiastków

Zmiana właściwości pierwiastków

w układzie okresowym

w układzie okresowym

Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej

powłoki zajmowanej przez elektrony

.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

19

Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do

wybicia elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

20

Elektroujemność wg Paulinga – zdolność

pierwiastka do przyciągania elektronów.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

21

Nazewnictwo grup układu okresowego

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

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

22

Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami

powłoki elektronowe

Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa  minimalna energia

Przykład:

Przykład:

Atom sodu:

11

Na = 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

=[

10

Ne] 3s

1

 jeden elektron

walencyjny. Sód  daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje
się kationem sodu

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

23

Chlor:

17

Cl =[

10

Ne] 3s

2

3p

5

 7 elektronów walencyjnych, potrzebuje

jednego elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę

walencyjną.

+

N

a

C

l

+

-

N

a

+

C

l

Na

+

Cl

-

Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym

Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

24

Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się

elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7)

elektroujemność

elektroujemność

- (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania

elektronów

IA

1

0

18

1

H

2,1

IIA

2

IIIA

13

IVA

14

VA

15

VIA

16

VIIA

17

2

He

3

Li

1,0

4

Be

1,5

5

B

2,0

6

C

2,5

7

N

3,0

8

O

3,5

9

F

4,0

10

Ne

11

Na

0,9

12

Mg

1,2

13

Al

1,5

14

Si

1,8

15

P

2,1

16

S

2,5

17

Cl

3,0

18

Ar

19

K

0,8

20

Ca

1,0

31

Ga

1,6

32

Ge

1,8

33

As

2,0

34

Se

2,4

35

Br

2,8

36

Kr

37

Rb

0,8

38

Sr

1,0

49

In

1,7

50

Sn

1,8

51

Sb

1,9

52

Te

2,1

53

I

2,5

54

Xe

55

Cs

0,7

56

137,34

Ba

0,9

81

Tl

1,8

82

Pb

1,8

83

Bi

1,9

84

Po

2,0

85

At

2,2

86

Rn

87

Fr

0,7

88

Ra

0,9

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

25

Dwa atomy wodoru,

1

H = 1s

1

Najbliższy gaz szlachetny -

2

He = 1s

2

Wiązanie  każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy
się wspólna para elektronowa

H H



2

+

H

H

Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem

wiązaniem atomowym lub wiązaniem

kowalencyjnym.

kowalencyjnym.

Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli

różnica elektroujemności jest

mniejsza niż 0.4

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

26

+

Cl

Cl

Cl

2

Cl

Cl

Cl

Cl

O

O

+

O O

O

2

O

O

N

+

N

N

N

N

2

N

N

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

27

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.

O

H

H













+

H

+

H

O

O H

H

Taki typ wiązania jest nazywany

wiązaniem atomowym

spolaryzowanym

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

28

Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo

wiązanie koordynacyjne (donorowo

akceptorowe)

akceptorowe)

+

H

+

H

H

N

H

H

N

H

H

H

+

+

NH

4

+

H

N

H

H

H

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”.

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

29

Wiązanie metaliczne

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

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

30

Orbitale molekularne

E

N

E

R

G

IA

1s

1s

antywiążący





wiążący



Orbital

atomowy

Orbital

atomowy

Orbital cząsteczkowy

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

31

Tworzenie orbitali molekularnych

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

32

Hybr

Hybr

ydyzacja

ydyzacja

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

Stany atomowe węgla

Stany atomowe węgla

Hybrydyzacja sp

3

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

34

metan

etan

Hybrydyzacja sp

Hybrydyzacja sp

3

3

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

35

Hybrydyzacja sp

Hybrydyzacja sp

2

2

eten (etylen)

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

36

Hybrydyzacja sp

Hybrydyzacja sp

etyn (acetylen)