Obecnie układ SI zawiera 7 jednostek podstawowych.
Definicja pojęcia chemia fizyczna. Działy chemii fizycznej
Nazwa Jednostka Wielkość fizyczna
Chemia jest nauką o materii i zmianach, jakim może ona podlegać.
metr m długość
Chemia fizyczna zajmuje się fizycznymi podstawami procesów
kilogram kg masa
chemicznych. Usiłuje wyjaśnić strukturę materii i jej zmiany.
sekunda s czas
Odwołuje się do pojęć podstawowych, takich jak atomy, elektrony,
amper A Natężenie prądu elektrycznego
energia.
kelwin K temperatura
Ustalenie związku między:
kandela cd Natężenie światłą, światłość
makroskopowymi właściwościami materii a zachowaniem się
mol mol Liczność materii
cząstek, atomów, jonów, lub cząsteczek, z których jest ona zbudowana.
Dawne jednostki uzupełniające (obecnie zaliczane do jednostek pochodnych)
Nazwa Jednostka Wielkość fizyczna Informacje dotyczące jednostki
Chemia fizyczna, fizykochemia  jeden z głównych działów chemii zajmujący
się poznaniem zjawisk chemicznych występujących w trakcie i na skutek radian rad miara kąta płaskiego
przemian chemicznych. Chemia fizyczna zajmuje się także własnościami
steradian sr miara kąta
fizycznymi związków chemicznych wynikającymi bezpośrednio z ich struktury
bryłowego
chemicznej. Ze względu na najwyższy spośród głównych działów chemii
stopień użycia metod matematycznych jest też działem najbliższym fizyce.
Wyniki pomiarów podające związki między wielkościami fizycznymi można
W obliczeniach fizykochemicznych występują wartości liczbowe
przedstawić trzema sposobami:
rozmaitych wielkości fizycznych, otrzymanych doświadczalnie, tzn.
- w postaci tabeli liczbowej zawierającej racjonalne dobrane kolumny,
przez dokonanie odpowiednich pomiarów.
- w postaci wykresu sporządzonego na odpowiednio dobranym papierze
Pomiar - przyporządkowanie danej wielkości fizycznej określonej
funkcyjnym,
wartości liczbowej. Polega on na porównaniu dowolnej wielkości
- w postaci równania matematycznego.
fizycznej ze ściśle określoną wielkością porównawczą tego samego
Uzyskane w czasie pomiarów wartości liczbowe mierzonych wielkości w
rodzaju, przyjętą umownie za jednostkę miary.
każdym przypadku nie są wartościami prawdziwymi.
Wielkości fizyczne mogą być dostępne pomiarom bezpośrednim lub pośrednim. Ma to miejsce dlatego, że dokładność metod i przyrządów pomiarowych
jest ograniczona.
Pomiar bezpośredni jest to pomiar, kiedy wartość mierzoną znajdujemy wprost z
odczytu wskazań wskaz
ników narzędzia mierniczego (np. pomiar pH za pomocą
Obserwator i czynniki zewnętrzne powodują szereg błędów, często niezmiernie
pehametru, pomiar kąta skręcenia płaszczyzny światła spolaryzowanego za pomocą
trudnych do uchwycenia. Każda zmierzona wartość jest obarczona pewnym
polarymetru).
błędem.
Pomiar pośredni jest to pomiar, w którym bezpośrednio mierzymy nie wielkość
szukaną  W lecz inne wielkości A,B,C,D..., związane z nią funkcją W=j�
Niezmiernie ważnym zagadnieniem jest ustalenie przedziału w jakim
(A,B,C,D,...) ustaloną teoretycznie lub doświadczalnie (np. pomiar RF w
może zawierać się rzeczywista wartość mierzonej wielkości.
chromatografii cienkowarstwowej z pomiaru dystansu przebytego przez
Zagadnienie to rozwiązuje się za pomocą metod matematycznych, tzw.
front rozpuszczalnika i pasmo substancji).
rachunku błędów, nazywanego często dyskusją błędów.
Budowa atomu
Właściwości intensywne i ekstensywne
pierwiastek chemiczny - w opisie makroskopowym
Właściwości, które zależą od wielkości próbki takie jak masa i objętość noszą
substancja, która nie ulega rozkładowi podczas reakcji
nazwę właściwości ekstensywnych.
chemicznych; w opisie mikroskopowym zbiór atomów o
Temperatura i gęstość są przykładem właściwości intensywnych, bowiem nie
takich samych właściwościach.
zależą od wielkości próbki.
pierwiastek chemiczny, substancja prosta stanowiąca zbiór
Cyfry znaczące
atomów o tej samej liczbie atomowej.
Przyjmujemy zasadę: w pomiarach zapisujemy wszystkie cyfry, do cyfry
niepewnej włącznie. Zapisane cyfry noszą nazwę cyfr znaczących. Atomy danego pierwiastka chemicznego mogą się różnić
Kiedy odczytujemy ze skali, ostatnia cyfra odpowiada 1/10 najmniejszej liczbą neutronów, a zatem i masą jądra.
podziałki cząsteczka - najmniejsza porcja związku chemicznego
Termometr lewy: podziałka co jeden stopień, zatem możemy podawać wynik z
atom - najmniejsza porcja pierwiastka chemicznego, każdy
dokładnością do 1/10 stopnia.
pierwiastek to zbiór określonych atomów
Termometr prawy: podziałka co 1/10 stopnia. Zatem można podawać
atomowa jednostka masy - (symbol u) jednostka masy używana
z dokładnością do 1/100.
do wyrażania mas drobin, na przykład atomów, cząsteczek
Jednostka masy atomowej jest dwunastą częścią masy jądra
atomu węgla 612C.
1 u (unit) odpowiada 1.66057 " 10-27 kg.
cząstki elementarne występujące w atomach
przykład informacji
Cząstka Symbol Masa[u] A
adunek Liczba
o pierwiastku
j.a.m 1,6*10-19C
Proton p 1,0073u +1 Z
A
1,673*10-24g
X
Neutron n 1,0087u 0 N
Z
1,675*10-24g N=A-Z
Elektron e 0,00055 -1 Z NUKLIDY
azot wapń
9,110*10-28g
węgiel
IZOTOPY
14
40 12
N
Ca C
Z = liczba atomowa = ilość protonów lub elektronów w atomie
7
20 6
zapis : 8O, 6C,
A = liczba masowa 56
Fe
A=N+Z można wyrazić jako Fe-56
N = liczba neutronów
26
w 1908 roku Rutherford stwierdził, że
II postulat  zmiana orbity
promieniowanie a� to atomy He
elektron może pobrać energię doprowadzoną z zewnątrz
pozbawione elektronów
na zasadzie jednorazowego, gwałtownego aktu dającego w
efekcie przeskok elektronu na wyższą orbitę
Model atomu Bohra - planetarny
emisja pobranej energii w formie fali elektromagnetycznej
analiza spektroskopowa
I postulat  orbity stacjonarne
e� = h �
w atomie istnieją ściśle dozwolone tory w kształcie okręgów,
widmo to nie jest ciągłe
częstość promieniowania
różniące się promieniem a elektron krąży po jednej z nich
przyjmuje jedynie niektóre
nie wysyłając i nie pobierając energii
wartości długości fal
elektron nie emituje energii  jego prędkość nie maleje
promieniowanie jest charakterystyczne dla danego
h= stała Planck'a
orbity stacjonarne to specjalne orbity wokół jądra, na których rodzaju atomów widmo składa się z pasm
6,6 � 10-34 J� s
promieniowania o określonej długości fali, co w świetle
elektrony poruszają się bez utraty energii
widzialnym można zobaczyć jako oddzielne pasma o
2n2 = ilość elektronów różnej barwie
analiza widmowa
III postulat - przyciąganie elektrostatyczne = siła odśrodkowa
r = 0,53 � 10-10 m
Chemia kwantowa (mechanika kwantowa) - dziedzina z pogranicza fizyki i
Planck stwierdził, że energia nie może być wypromieniowywana w dowolnych
chemii, zajmująca się zastosowaniem teorii kwantowej i kwantowej teorii pola w
ciągłych ilościach, a jedynie w postaci "paczek" (kwantów) o wartości h�, gdzie
chemii.
� jest częstotliwością.
Podstawą chemii kwantowej jest równanie Schr�dingera. Chemia kwantowa,
Stała Plancka w układzie SI jest równa:
podobnie jak fizyka kwantowa stara się możliwie najdokładniej rozwiązać to
h = 6,626 0693 (11)�10 34 J�s = 4,135 667 443 (35)�10 15 eV�s
równanie w celu opisania rzeczywistości.
O wiele częściej niż stałej Plancka używa się wielkości nazywanej h kreślone
(albo stała Diraca):
Niedostatek był związany z trudnościami w interpretacji atomów
wieloelektronowych wyjaśnienie tych problemów podała następna teoria:
fakt istnienia funkcji falowej oznacza to, że dla każdej cząstki, czy to dla
mechanika kwantowa
fotonu, czy elektronu, istnieje stowarzyszone z nią pole fal materii,
Równanie, które dziś nazywamy równaniem Schr�dingera,
(materia), którego amplituda opisana jest funkcją Y(x, y, z, t), zwaną
Erwin Schr�dinger podszedł do zagadnienia funkcją falową
dualizmu falowo-korpuskularnego przyrody
przyjmując zależności de Broglie'a (1921) i Planck'a
definiując całkowitą energię cząstki jako:
E = p2/2mo + V HIPOTEZA DE BROGLIE A: Ruch fotonów oraz cząsteczek
mo - masa spoczynkowa,
materialnych może być raz opisywany jako ruch cząsteczek o
p - pęd,
określonej masie (korpuskuł), innym zaś razem jako ruch fali.
V - energia potencjalna.
Cząstce o masie  m :, poruszającej się z prędkością  u przypisuje
się falę o długości (nazwiemy ją falą de Broglie a):  = h / mu = h/p
2
ś�2u ś� u ś�2u 1 ś�2u
Równanie to we współrzędnych kartezjańskich ma postać następującą:
+� +� -� =� 0
ś�x2 ś�y2 ś�z2 v2 ś�t2
2 2 2
u = u(x, y, z, t) - funkcja współrzędnych przestrzennych oraz czasu, opisująca zaburzenie
ć�
h�2 ś� y� ś� y� ś� y� �� ś�y�
falowe, v - prędkość fal w tym ośrodku
��
-� �� +� +� +�Vy� =� ih�
��
Różniczkowe równanie falowe stosowane jest też do opisu rozchodzenia się fal 2m ś�x2 ś�y2 ś�z2 �� ś�t
Ł� ł�
elektromagnetycznych. Równanie falowe dla światła w ośrodku ma postać:
r� r� r� r�
Występujące w równaniu Schr�dingera stałe to:
2 2 2 2
ś� D ś� D ś� D 1 ś� D
m - masa poruszającej się cząstki, V - potencjał, h - stała Plancka, i - jest liczbą
+� +� -� =� 0
2 2 2 2 2
zespoloną.
h
ś�x ś�y ś�z u ś�t
f
h� =�
D wektor indukcji elektrycznej, uf - prędkość fazowa
2p�
Korzystając z prac Hamiltona Schr�dinger ustalił różniczkowe równanie fal
2 2
materii. Równanie to opisuje zachowanie znanej już funkcji falowej y�, wprowadzonej �� ł�
ć�
h� ś�2 ś�2 ś� �� ś�y�
dla fal materii. Funkcja y� jest skalarem w odróżnieniu od funkcji występującej w
ę�-� �� +� 2 +� �� +�� ś�y� =� ih�
��
poprzednio podanym równaniu falowym.
2m ś�x2 ś�y ś�z2 �� �� ś�t
Ł� ł�
��
Równanie Schr�dingera nie jest pełną analogią poprzednich równań
falowych ze względu na różnice między falami materii a falami opisywanymi przez
poprzednie równania. Korzystając z operatorów energii kinetycznej T i potencjalnej U
Operator energii kinetycznej Operator energii
równanie to zapisuje się w sposób następujący:
działający na funkcję falową potencjalnej działający na
ś�y�
Ć
funkcję falową
ih� =� (�T +� � )�y�
ś�t
Ostatnia postać równania Schr�dingera jest zapisana w sposób poprzednio
Liczby kwantowe
niedopuszczalny w matematyce, natomiast wprowadzony dopiero przez
stan energetyczny elektronu określany jest przez liczby kwantowe 5 (4)
mechanikę kwantową.
służą one do kwantowania 5 wielkości fizycznych
Równanie Schr�dingera, podstawowe w mechanice kwantowej, występują w nim
każda liczba kwantuje (ściśle określa) jedną wielkość
funkcje pozwalające wyznaczyć prawdopodobieństwo znalezienia cząstki w
pewnym obszarze
Symbole liczb kwantowych są tradycyjnie ustalone.
Jeżeli występujący w równaniu potencjał V nie zależy od czasu, rozwiązanie
Elektronowi w atomie przypisane są następujące liczby kwantowe:
równania można zapisać w postaci: iEt
-�
 n oznacza numer orbity i przyjmuje wartości całkowitych
h�
y� (x, y, z,t) =�y� (x, y, z)e
liczb dodatnich,
Podstawiając tę postać rozwiązania do równania Schr�dingera,
 l oznacza wartość bezwzględną orbitalnego moment pędu i
otrzymujemy tzw. równanie stacjonarne
przyjmuje wartości liczb naturalnych z zakresu < 0,n - 1 >
2 2 2
ć�
h�2 ś� y� ś� y� ś� y� ��
,
��
-� �� +� +� +�Uy� =� E�y�
��  m oznacza rzut orbitalnego momentu pędu na wybraną oś i
2m ś�x2 ś�y2 ś�z2 ��
Ł� ł�
Energia E jest wówczas wielkością stałą.
przyjmuje wartości liczb całkowitych z zakresu < - l,0,+l >
Jeżeli cząstka może przemieszczać się wzdłuż jednej tylko osi na przykład ,
x, niezależne od czasu równanie można zapisać jako:
2
 s oznacza spin. Dla elektronu przyjmuje wartości +1/2
h�2 d y�
-� +�Vy� =� E�y�
( prawoskrętny ) lub  1/2 ( lewoskrętny )
2m dx2
l - poboczna liczba kwantowa
n - główna liczba kwantowa
określa podpowłokę, moment pędu i kształt orbitalu
określa energię elektronu i jego powłokę
przyjmuje wartości od 0 do n-1
przyjmuje wartości 1(K),2(L),3(M),4(N),......
l=0 (s) l=1 (p) 0 Ł� l Ł� n-1
n- określa dozwolone wartości energii elektronu na orbicie;
podpowłoka elektronowa - zbiór stanów kwantowych o takiej samej wartości
n=1,2,3, ...
głównej liczby kwantowej i pobocznej liczby kwantowej
powłoka elektronowa
liczbę stanów kwantowych w danej podpowłoce określa się wzorem: 4l + 2
zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości
głównej liczby kwantowej l = 1, to liczba stanów kwantowych wynosi 6,
l = 4, to liczba stanów kwantowych wynosi 18
wartość n  1, 2, 3, 4, 5, 6...
orbitalny (zewnętrzny) moment pędu określa się wzorem
symbol literowy- K, L, M, N, O, P...
h
poboczna liczba kwantowa decyduje o
M =� l(l +�1)
kształcie obszarów orbitalnych
2p�
2
Wartość l 0 1 2 3 4 5 6..
1 2p� e4m
zapełnienie 2n2
E =� -� [ ]
Symbol podpowłoki
s p d f g h i..
podpowłoki s, p, d, f
n2 h2
ORBITAL  każdej kombinacji
liczb kwantowych n, l, m
" s dla serii ostrej /shape/, odpowiada jedna porządna
funkcja spełniająca równanie
Schr�dingera, funkcję taką
" p dla serii głównej /principle/,
nazwano orbitalem. Do
oznaczania orbitali używamy
symboli literowych: n = 1 orbital
" d dla serii rozmytej /difusel/
s, n = 2 orbital p, n = 3 orbital d,
n = 4 orbital f
" f dla serii podstawowej /fundamental/
s
powierzchnia graniczna orbitali
Powierzchnia graniczna orbitali d
m - magnetyczna liczba kwantowa
kwantuje orientacje przestrzenną momentu pędu w postaci rzutu s - spinowa liczba kwantowa s = ą 1/2
M na wyróżniony kierunek z
kwantuje wartość spinu (własny moment pędu elektronu)
określa na którym orbitalu znajduje się elektron
ma tylko jedną
-l = m = +l
2l + 1
wartość 1/2
przyjmuje wartości od -l przez 0 do +l np.
ms  magnetyczna spinowa liczba kwantowa
l=2 to m = -2, -1, 0 1 2
dodatkowy  wewnętrzny ruch elektronu wokół
określa liczbę orbitali
własnej osi
ilość 2
h
M =� m
orientację przestrzenną momentu
z
ms = + � ��
pędu określa wzór
2p�
ms = - �
Ż�
liczba poziomów orbitalnych w powłoce, jest
określana wzorem: n2
Zakaz Pauliego
elektronowa konfiguracja atomów
Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy
konfiguracja elektronowa pierwiastka to rozmieszczenie
ich spiny są przeciwne - zorientowane w przeciwnych kierunkach.
elektronów należących do atomów danego pierwiastka na
Zasada Pauliego:w układzie wieloelektronowym żadne dwa elektrony nie mogą być w tym
poszczególnych jego orbitalach
samym stanie, tzn. mieć jednakowe wszystkie liczby kwantowe.
każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy
jeden orbital = max. 2 elektrony
pomocy zbioru liczb kwantowych
maksymalna pojemność powłok wynosi: K - 2, L - 8, M - 18, N - 32, O - 50
maksymalna liczba elektronów dla podpowłok wynosi: s - 2, p - 6, d - 10, f - 14
konfigurację zapisuje się wg pewnej konwencji
Reguła Hunda
wodór: 1s1 lub w zapisie "klatkowym":
Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba
n = 2
niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie
PAULI WOLFGANG (1900 58),
hel: 1s2 szwajc. fizyk teoretyk,
największa
pochodzenia austr.; od 1928 prof.
w Związkowej Wyższej Szkole
Techn. w Zurychu; autor prac
o dużym znaczeniu dla rozwoju
mechaniki kwantowej
neon: 1s22s22p6
i kwantowej teorii pola; 1925
1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2px22py12pz1 podał jedną z najważniejszych
zasad fizyki współcz., tzw. zakaz
P. za co 1945 otrzymał Nagrodę
Zasada Hunda:energetycznie najkorzystniejsze (najniższa energia) jest takie
Nobla; 1930 wysunął hipotezę
rozmieszczenie elektronów, gdy jak najwięcej z nich ma spiny zgodnie skierowane istnienia neutrina, oprac. teorię
paramagnetyzmu metali