Chemia

Chemia

Dr inż. Jerzy Gęga

Wydział Inżynierii Procesowej,

Materiałowej i Fizyki Stosowanej

Katedra Chemii, pok. 232

E-mail: [e-mail]

Konsultacje:

czwartek: 10 – 11

piątek: 9 - 10

Atomy i cząsteczki mają małe rozmiary i bardzo małe
masy.
Średnica najmniejszego spośród atomów - atomu
wodoru (H) wynosi 32 pm, a największego - fransu (Fr)
270 pm.
Bezwzględna masa atomu najlżejszego pierwiastka –
wodoru (H) wynosi m=1,66 x 10

-24

g.

Najczęściej posługujemy się

względną masą

atomową. Jednostką masy atomowej jest unit (u) lub
„jednostka masy atomowej” (jma)

1 unit to masa równa dokładnie 1/12 masy
pojedynczego atomu węgla

12

C, a jej wartość

wynosi:

1 u = 1/12 masy atomu

12

C = 1,661 · 10

-24

g

1g = 6,022045 · 10

23

u

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

Masa atomowa jest masą atomu wyrażoną w
jednostkach masy atomowej [u]. Np.:
masa atomowa wodoru M

H

= 1,008 u,

masa atomowa żelaza M

Fe

= 55, 847u

Suma mas atomowych atomów wchodzących w skład
cząsteczki nosi nazwę

masy cząsteczkowej

. Np.:

masa cząsteczkowa kwasu siarkowego (VI) H

2

SO

4

:

2 · 1, 008 u + 32,07u + 4 · 16, 00 u = 98, 09 u

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

To że pierwiastki naturalne są mieszaniną różnych
izotopów zostało uwzględnione przy wyznaczaniu
średniej masy atomowej

A

1

, A

2

… - liczby masowe poszczególnych izotopów

p

1

,

p

2

... - procentowe

zawartości poszczególnych

izotopów

Większość

naturalnych

pierwiastków

zawiera

mieszaninę różnych izotopów. Najwięcej trwałych
izotopów zawiera cyna - 10 rodzajów. Istnieją
również pierwiastki wystepujące tylko w postaci
jednego izotopu, np. Be, F, Na, Al, P i inne.

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

%

100

2

2

1

1













p

A

p

A

M

X

Mol jest to taka ilość substancji, która zawiera

tyle samo drobin: atomów, cząsteczek lub

jonów, ile atomów zawiera 12,00 g węgla

12

C.

Ta liczba drobin zawarta w jednym molu dowolnej
substancji jest równa liczbie Avogadro (N

A

), która

wynosi N

A

=6,022045 · 10

23

.

1 mol = 6,022045 · 10

23

drobin

1 mol atomów wodoru H to 6,022045 · 10

23

atomów

1 mol cząsteczek wodoru H

2

to 6,022045 · 10

23

cząsteczek
1 mol cząsteczek wody H

2

O to 6,022045 · 10

23

cząsteczek
1 mol jonów siarczanowych SO

4

2-

to 6,022045 · 10

23

jonów

Masa 1 mola substancji to masa molowa. Symbolem
masy molowej jest M (z indeksem symbolu pierwiastka
lub wzoru związku chemicznego)

,

a jednostką jest

g·mol

-1

.

Mol - jednostka ilości materii

Masa 1 mola atomów substancji (masa molowa) jest
równa liczbowo masie atomowej wyrażonej w
gramach.

M

O

= 16,00 g·mol

-1

M

P

= 30,97 g·mol

-1

M

C

= 12,01 g·mol

-1

Masa molowa O wynosi 16,00 g, tzn.: 1 mol O,
czyli
6,022045 · 10

23

atomów ma masę 16,00 g

Wzór

substan

cji

Nazwa

substan

cji

Masa

atomow

a [u]

Masa

molowa

[g mol

-1

]

O

Tlen

16,00

16,00

P

fosfor

30,97

30,97

C

węgiel

12,01

12,01

Cl

Mol - jednostka ilości materii

Masa 1 mola cząsteczek substancji (masa molowa) jest
równa liczbowo masie cząsteczkowej wyrażonej w
gramach

 

= 2 · 1,008 + 16,00 = 18,02 g·mol

-1

 

Masa molowa H

2

O wynosi 18,02 g mol

-1

, tzn.: 1 mol H

2

O, czyli

6,022045 · 10

23

cząsteczek, ma masę 18,02 g



O

H

M

2

Mol - jednostka ilości materii

Wzór

Nazwa

substancji

Masa

cząsteczkowa

[u]

Masa molowa

[g mol

-1

]

H

2

O

Woda

2 · 1,008 + 16,00

= 18,02

2 · 1,008 + 16,00 =

18,02

P

4

O

10

tlenek
fosforu(V)

4 · 30,97 + 10 ·
16,00 = 283,9

4 · 30,97 + 10 · 16,00
= 283,9

H

2

CO

3

H

2

O∙CO

2

kwas

węglowy

2 · 1,008 + 12,01

+ 3 · 16,00 =
62,03

2 · 1,008 + 12,01 + 3

· 16,00 = 62,03

Pierwiastki, tworząc dany związek chemiczny, łączą
się w stałych stosunkach wagowych, co oznacza, że
skład chemiczny danego związku jest stały, ściśle
określony i nie zależy od sposobu powstawania tego
związku.

Związek

chemiczny

Wzór

chemiczny

Stosunek

wagowy

pierwiastków

woda

H

2

O

H:O = 1:8

tlenek wapnia

CaO

Ca:O = 2,5:1

Prawo stałości składu związku

chemicznego (stosunków stałych) J. L.

Proust, 1799

Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą
więcej niż jeden związek chemiczny, to na stałą
ilość jednego pierwiastka przypada różna ilość
drugiego pierwiastka. Ilości te pozostają do siebie w
stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Np. w tlenkach CO i CO

2

na taką samą masę węgla

(12g) przypada odpowiednio: 16 g i 32 g, co
oznacza prostą proporcję 1:2.

Prawo wielokrotności mas

(wielokrotnych stosunków wagowych)

J. Dalton, 1803

Jeżeli w reakcji uczestniczy kilka reagentów
gazowych, to reagują one ze sobą w ściśle
określonych

proporcjach

objętościowych,

wyrażających się niewielkimi liczbami całkowitymi
(równymi współczynnikom stechiometrycznym w
równaniu reakcji).

Np. gazowy wodór reaguje z gazowym tlenem
zawsze w stosunku objętościowym 2:1 (2H

2

+ O

2

2H

2

O).

Prawo stałych proporcji objętościowych

(prostych stosunków objętościowych)

Gay-Lussac, 1808

W równych objętościach różnych gazów, w tych samych
warunkach ciśnienia i temperatury znajdują się
jednakowe liczby cząsteczek.

 

Objętość molowa gazu (V

mol

) to objętość, jaką zajmuje 1

mol gazu w określonych warunkach ciśnienia i
temperatury

V

mol

=M/d

M - masa molowa gazu [g mol

-1

]

d - gęstość gazu [g dm

-3

]

W warunkach normalnych (T=0

o

C (273 K) p=1013 hPa)

objętość molowa dowolnego gazu (V

mol

) wynosi 22,4

dm

3

22,4 dm

3

1 mol dowolnej substancji

M

[g]

6,022045 · 10

23

atomów, cząsteczek lub jonów (drobin)

substancji gazowej

w warunkach normalnych

zajmuje objętość

ma masę

zawiera

Prawo Avogadra (dotyczące substancji

gazowych)

Elektronowa

budowa atomu

Najważniejsze modele budowy atomu

W każdym obojętnym atomie ilość elektronów równa
jest liczbie atomowej, a więc równa jest ilości
protonów w jądrze.

Od liczby i rozmieszczenia elektronów w atomie
zależą

jego

właściwości

chemiczne

oraz

niektóre właściwości fizyczne.

Zachowania elektronów w atomie nie można opisać w
oparciu o klasyczną mechanikę Newtona

Elektronowa struktura atomów

Bohr przyjął założenie o istnieniu w atomach jedynie

ściśle określonych orbit elektronowych zwanych
dozwolonymi lub stacjonarnymi. Orbity stacjonarne
to specjalne orbity wokół jądra, na których
elektrony poruszają się bez utraty energii.

Następny postulat Bohra dotyczył przejścia elektronu

z jednej orbity stacjonarnej na inną. Zgodnie z nim
podczas zmiany orbity przez elektron atom
pochłania lub emituje kwant energii (foton):

E = hν

w którym:
h = 6,63 10

-34

J s

-1

- stała Plancka

ν [s

-1

] - częstość promieniowania.

Kwantowy model atomu Bohra

Zatem każdy elektron zajmuje określony stan

kwantowy (poziom energetyczny):

 stan podstawowy

- stan kwantowy o najniższej

wartości energii elektronu

 stan wzbudzony – każdy stan kwantowy o wyższej

wartości energii elektronu

Kwantowy model atomu Bohra

Elektronowa struktura atomów

zasada

nieoznaczoności

Heisenberga

Elektron dualizm korpuskularno-falowy

Nie jest możliwe

równoczesne dokładne

określenie położenia i

pędu elektronu w

określonym stanie. Im

dokładniej oznaczymy

położenie, tym mniej

dokładnie określimy

pęd

Każdej cząstce (np.

elektronowi) o

określonej masie i

pędzie odpowiada

fala o określonej

długości

postulat de Broglie’a

W przypadku położenia elektronu możemy mówić o
prawdopodobieństwie jego przebywania (napotkania)
w określonym elemencie przestrzeni (objętości
atomu).

Rozkład gęstości tego prawdopodobieństwa otrzymuje
się, rozwiązując obowiązujące w mechanice kwantowej
równanie Schrödingera, w którym pojawia się funkcja
falowa  (x,y,z) opisująca współrzędne położenia
elektronu.




Orbital atomowy jest falową funkcją położenia
elektronu. Kwadrat bezwzględnej wartości tej funkcji
falowej (

2

)

określa
gęstość prawdopodobieństwa występowania elektronu
w przestrzeni otaczającej jądro.

Stan elektronu w atomie opisuje zestaw pięciu
liczb kwantowych: głównej, pobocznej
(orbitalnej), magnetycznej, magnetycznej
spinowej i spinowej.

Elektronowa struktura atomów

Liczby kwantowe

Każdy stan kwantowy elektronu można opisać za

pomocą tzw. liczb kwantowych.

Główna liczba kwantowa (n) – określa ogólny

stan energetyczny elektronu w atomie, przyjmuje
wartości kolejnych liczb naturalnych 1, 2, 3... (wg
Bohra K, L, M...).

Elektronowa struktura atomów

Poboczna liczba kwantowa (l) określa stan

energetyczny elektronu na danym poziomie
energetycznym, przyjmuje wartości liczb
całkowitych od 0 do n-1 włącznie (n – główna
liczba kwantowa). Precyzuje dokładnie stan
energetyczny danej powłoki. Od niej zależy
moment pędu elektronu i kształt orbitalu.

Jeżeli:
n = 1 , l = 0 (s)
n = 2, l = 0, 1 (s, p)
n = 3, l = 0, 1, 2 (s, p, d)
n = 4 l = 0, 1, 2, 3 (s, p, d,

f)

Elektronowa struktura atomów

Magnetyczna liczba kwantowa (m) – określa

niewielkie zmiany energetyczne między elektronami

o tych samych wartościach liczb kwantowych n i l;

przyjmuje wartości liczb całkowitych, takich że:

-l ≤ m ≤ l

Określa rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek,

decyduje o wzajemnym ułożeniu orbitali w przestrzeni.

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m

s

)

charakteryzuje rzut spinu na wyróżniony kierunek
w przestrzeni. Może przyjmować tylko dwie
wartości: +1/2 lub -1/2 i dlatego określa liczbę
stanów kwantowych w poziomie orbitalnym.

Elektronowa struktura atomów

Oznaczeni

e

Nazwa

Możliwe

wartości

Liczba

możliwyc

h

wartości

Znaczenie

n

główna

1, 2, 3...
K, L, M....



wyodrębnia

powłoki

elektronowe,

decyduje

o

rozmiarach

konturu

orbitalu

l

poboczna

(orbitalna)

0,1, 2, 3,..

(n-1)
s, p, d, f

n

dzieli powłoki na

podpowłoki, określa

kształt orbitali

m

magnetyczn

a

-l...0...+l

2l+1

określa

liczbę

poziomów orbitalnych

w danej podpowłoce i

decyduje o orientacji

przestrzennej konturu

orbitalu w przestrzeni

s

spinowa

1/2

1

m

s

magnetyczn

a spinowa

±1/2

2

rozróżnia elektrony w

ramach orbitalu

Elektronowa struktura atomów

a)

orbital typu s

(kontur ma kształt kuli)

Może być zajmowany przez co najwyżej 2 elektrony

Elektronowa struktura atomów

TYPY ORBITALI ATOMOWYCH:

b)

orbitale typu p

(mają kształt symetrycznych

ósemek skierowanych wzdłuż jednej z osi układu

współrzędnych). Trzy orbitale p mogą być zajęte

przez co najwyżej 6 elektronów

Elektronowa struktura atomów

Elektronowa struktura atomów

c)

orbitale typu d

. Pięć orbitali d może być zajęte

przez co najwyżej 10 elektronów

Elektronowa struktura atomów

Elektronowa struktura atomów

 Zasada rozbudowy: Orbitale o niższej energii

zapełniają się elektronami wcześniej niż orbitale o

wyższej energii. W przybliżeniu w następującej

kolejnosci:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f

6p itp.

 Zakaz Pauliego: Atom nie może mieć dwóch

elektronów o takich samych wartościach wszystkich

czterech liczb kwantowych. Musi się różnić

przynajmniej jedną liczbą kwantową.

 Reguła Hunda: liczba niesparowanych elektronów,

w danej podpowłoce powinna być możliwie

największa, niesparowane elektrony mają jednakowy

spin, pary elektronów tworzą się po zapełnieniu

wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki

przez elektrony niesparowane.

Elektronowa struktura atomów

Zasady zapełniania orbitali

Elektronowa struktura atomów

PODSUMOWANIE

 Wszystkie elektrony o tej samej głównej liczbie

kwantowej n należą do tej samej powłoki

elektronowej (poziomu energetycznego) (K, L, M…..).

 W ramach powłoki o danej liczbie kwantowej n,

wszystkie elektrony o tej samej liczbie pobocznej l

należą do tej samej podpowłoki elektronowej -

(podpoziomu).

 Elektrony o tych samych trzech liczbach kwantowych

n, l, m należą do tego samego orbitalu atomowego.

Elektronowa struktura atomów

Konfiguracja elektronowa

Konfiguracja elektronowa – sposób rozmieszczenia

elektronów w powłokach i podpowłokach atomu.

Trzy sposoby zapisu:
1.Z uwzględnieniem powłok elektronowych, np.:

7

N: K

2

L

5

18

Ar: K

2

L

8

M

8

37

Rb: K

2

L

8

M

18

N

8

O

1

2.Z uwzględnieniem podpowłok, np.:

7

N: 1s

2

2s

2

p

5

18

Ar: 1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

6

37

Rb: 1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

6

d

10

4s

2

p

6

5s

1

Elektronowa struktura atomów

 

 

 

 

 

Symboliczne przedstawianie orbitali atomowych

Orbital jest określony za pomocą trzech liczb kwantowych
n, l, m. Przedstawia się go symbolicznie w postaci małego
kwadratu. Łącząc wszystkie kwadraty zdefiniowane liczbą n
oraz

l

otrzymamy

podpowłoki.

l = 0, m = 0 -występuje tylko jeden orbita, podpowłoka s

l = 1 to m przyjmuje wartości -1, 0, +1,
przy trzech wartościach m występują trzy
orbitale, podpowłoka p

l = 2, to orbitali jest 5, gdyż m
przyjmuje pięć różnych wartości,
podpowłoka d

Aby przedstawić elektron odpowiadający danemu orbitalowi,
wewnątrz klatki rysuje się strzałkę, której ostrze zwrócone jest do
góry , jeżeli spin wynosi + ½, albo do dołu  , jeśli s = - 1/2

m=0

m=0

m=-1

m=+1

m=0m=+1

m=+2

m=-1

m=-2

Zakaz Pauliego: w danym atomie dwa elektrony nie
mogą znajdować się w stanach opisywanych takimi
samymi wartościami wszystkich czterech liczb
kwantowych – każdy elektron w atomie musi różnić się
od pozostałych wartością co najmniej jednej liczby
kwantowej; np. 1s

2

- stan tych dwóch elektronów

opisują następujące liczby kwantowe:

n=1, l=0, m=0, m

s

=1/2, s=1/2

n=1, l=0, m=0, m

s

=-1/2, s=1/2

 





Reguła Hunda: liczba niesparowanych elektronów
(czyli nie połączonych w pary) w danej podpowłoce
powinna być możliwie największa; niesparowane
elektrony mają jednakowy spin

 



 



 

pary elektronów tworzą się po zapełnieniu wszystkich
poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez
elektrony niesparowane







 

 

Elektronowa struktura atomów

3. Z uwzględnieniem orbitali (zapis klatkowy)

Dublet i oktet elektronowy

Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. Ich
atomy różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie
zapełnionymi powłokami elektronowymi:
hel

1s

2

neon

[He] 2s

2

p

6

argon

[Ne] 3s

2

p

6

krypton

[Ar] 3d

10

4s

2

p

6

ksenon

[Kr] 4d

10

5s

2

p

6

radon

[Xe] 4f

14

5d

10

6s

2

p

6

W przypadku pierwszego z helowców całkowicie zapełniona
pierwsza powłoka elektronowa jest konfiguracją dubletową, w
przypadku następnych oktetową. Konfigurację powłoki
walencyjnej można zapisać w postaci:

 

Ta właśnie konfiguracja nadaje tej grupie pierwiastków bierność
chemiczną. Inne pierwiastki nie posiadają konfiguracji dubletowej
lub oktetowej. Dużo łatwiej łączą się z innymi pierwiastkami w
związki chemiczne, które stają się strukturami bardziej
stabilnymi.

Właściwości pierwiastka

a jego położnie w

układzie okresowym

Układ okresowy - jest to zestawienie, w którym

wszystkie pierwiastki chemiczne uporządkowane są
na podstawie budowy ich atomów.

Okres

- poziomy szereg w układzie okresowym

Grupa - pionowa kolumna w układzie okresowym

Prawo okresowości

Właściwości pierwiastków chemicznych

uporządkowanych według wzrastających liczb
atomowych powtarzają się okresowo.

Układ okresowy pierwiastków-historia

Wszystkie pierwiastki pogrupowane są w tablicy
nazywanej "Układem okresowym pierwiastków".
Pierwszej udanej próby stworzenia układu okresowego,
w czasach, gdy nie była znana teoria budowy atomu
(1869 r.), dokonał D. Mendelejew, wykorzystując
okresowo powtarzające się podobieństwo fizycznych i
chemicznych właściwości pierwiastków.