BUDOWA ATOMU Składa się z b.małego jądra, w którym znajdują się protony i neutrony. Wokół jądra po torach kołowych zwanych powłokami elektronowymi krążą elektrony. Jest ich ściśle określona ilość. Najbardziej zewnętrzna powłoka elektronowa nosi nazwę powłoki walencyjnej a krążące po niej elektrony to elektrony walencyjne. Elektron - jego masa spoczynkowa wynosi 9,109*10-31kg. Posiada jeden jednostkowy ujemny ładunek elektryczny(stąd jego inna nazwa-negaton) który wynosi 4.80*10-10 jednostek elektrycznych. Proton - posiada jednostkowy dodatni ładunek elektryczny i masę około 1.0078 u. Neutron - jest on elektrycznie obojętny, nietrwały w stanie swobodnym. Masa 1.0086 u. Nukleony - jądrowe cząstki elementarne (protony i neutrony), charakteryzujemy je poprzez podanie masy i ładunku. IZOTOPY Izotopy - atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie neutronów. Izobary - atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie protonów i neutronów. Izotony - nuklidy o tej samej liczbie neutronów. Nuklid - zbiór atomów o tej samej liczbie protonów i tej samej liczbie neutronów. MODEL PLANETARNY BUDOWY ATOMU (wg. Rutherford i Bohra) Atom składa się z jądra w którym skupiona jest niemal cała mas atomu. W atomie istnieją ściśle określone „dozwolone” tory tzw. orbity stacjonarne różniące się promieniami, a elektron krąży tylko po 1 z nich, wysyłając i absorbując energię w określonych porcjach ( nie w sposób ciągły). ZASADA NIEOZNACZONOŚCI HEIZENBERGA Nie można określić równocześnie dokładnego położenia elektronu i dokładnej prędkości elektronu, lecz jedynie prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym rejonie. Orbital atomowy - najmniejszy obszar przestrzeni charakteryzujący się zadanym prawdopodobieństwem znalezienia elektronu. Liczby kwantowe - Powłoka elektronowa - zbiór stanów kwantowych z których każdy ma taką samą wartość(n) i taką samą wartość (l) (ale nigdy n=l) Podpowłoka elektronowa - podpoziom Główna liczba kwantowa - (n)określa stan energetyczny elektronów w atomie wynikający z ich odległości od jądra i przybiera wartości całkowitych liczb dodatnich (n=1,2,3,4,5,..) Poboczna liczba kwantowa - (l) może przybierać wartości od l=0 |
do l=n-1, określa dokładniej energię elektronu oraz charakteryzuje kształt orbitali atomowych Magnetyczna liczba kwantowa - (m) określa niewielkie różnice energetyczne między elektronami o tej samej liczbie kwantowej n i l, oraz wzajemne ustawienie się orbitali w przestrzeni pod wpływem zew. pola magnetycznego . W nieobecności zew. pola magnetycznego orbitale nie mają określonego położenia w przestrzeni i nie różnią się energią, są zatem zdegradowane (zwyrodniałe) Poziom orbitalny - zbiór stanów kwantowych o tych samych głównej, orbitalnej, i magnetycznej liczby kwantowej. Spinowa liczba kwantowa - (s) charakteryzuje najmniejsze różnice w stanach energetycznych elektronu związane z kierunkiem obrotu elektronu dookoła własnej osi (tzw. spin) i może przyjmować dwie wartości : +1/2 i -1/2, odpowiadające dwom dowolnym stanom elektronu: +1/2h/2Π i -1/2h/2Π. Zakaz Pauliego - w atomie nie mogą istnieć 2 elektrony o tych samych wartościach wszystkich liczb kwantowych Konfiguracja elektronowa - przypisanie poszczególnych elektronów poszczególnym podpowłokom, czyli przypisanie im liczb kwantujących n i l.
REGUŁA HUNDA - w danej podpowłoce powinna być możliwie największa liczba niesparowanych elektronów - niesparowane elektrony, zajmujące poziomy orbitalne danej podpowłoki, mają identyczną orientację spinu - pary elektronowe (↑↓) tworzą się dopiero po zajęciu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez niesparowane elektrony
UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW Podstawą współczesnej klasyfikacji pierwiastków (zwanej okresową lub periodyczną) jest regularne powtarzanie się typów konfiguracji elektronowej w miarę wzrostów liczby atomowej. Pionowe-grupy, poziome-okresy. Prawo okresowości wg -Mendelejewa własności chemiczne i fizyczne pierwiastków są funkcją okresową masy atomowej -Moseleya (1913r) właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków są funkcją okresową liczby atomowej 1okres-2 pierwiastki 2okres-8 pierwiastków 3okres-8 pierwiastków 4okres-18 pierwiastków 5okres-18 6okres-32 7okres-do118 (? 22) |
p r a w o o k r e s o w o ś c i - wraz ze wzrastającą masą atomową zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków, oraz własności te powtarzają się. Układ okresowy dzieli się na grupy (kolumny pionowe) i okresy (szeregi poziome). Nr okresu odpowiada nr powłoki elektronowej, która w danym okresie zaczyna się wypełniać. Układ okresowy dzielimy na 4 bloki elektronowe (miejsce w którym znajduje się dany pierwiastek wskazuje na to na którym orbitalu znajdują się jego elektrony walencyjne). Pierwiastki dzielimy na metale, niemetale, o charakterze w obecności kwasów-jak zasada, w obecności zasad-jak kwas (np. Cr, Zn, Cu, Al.). Właściwościami fizycznymi, które zmieniają się w zależności od położenia pierwiastka w układzie są przede wszystkim: - promień atomu (odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony w okresie maleje, w grupie rośnie) - energia jonizacji (jest to minimalna energia potrzebna do wybicia elektronu i atomu, czyli jego przejścia w jon, w grupie-maleje, w okresie-rośnie) - elektroujemność (zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów, w grupie-maleje, w okresie-rośnie) Aktywność chemiczna w grupach dla pierwiastków metalicznych rośnie ze wzrostem liczby masowej, dla niemetalicznych maleje.
Okres - uporządkowany wg wzrostu l. atomowej zbiór pierwiastków, których atomy zawierają identyczną l. powłok elektronowych. Nr okresu odpowiada liczbie tych powłok. Grupa- uporządkowany wg wzrostu l. atomowej zbiór pierwiastków, których atomy zawierają identyczną l. elektronów walencyjnych i ten sam typ konfiguracji walencyjnej.
GŁ WIĄZANIA CHEM. -jonowe (heteropolarne) występują w cząsteczkach złożonych z atomów krajnie różniących się elektroujemnością. W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych . (jon sodu i jon chloru w cząsteczce chlorku sodowego Na+Cl-, lub jon wapnia i jon chlorku w cząsteczce chlorku wapniowego Cl-Ca2+Cl-). W.J. składają się z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni. Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach. |
-atomowe (kowalencyjne) powstaje wówczas gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2 itp.
( H + H = H:H ; Cl + Cl = Cl Cl )
-atomowe spolaryzowane powstaje wówczas gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością (lecz nie tak znacznie jak w wiązaniu jonowym). Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. [przykład: atom chloru i atom wodoru w cząsteczce chlorowodoru. Wspólna para elektronowa w cząsteczce H - Cl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż wodoru , więc jest przesunięta w kierunku atomu chloru H → Cl ]. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi. Cząsteczki dwubiegunowe posiadają tzw. moment dipolowy jego wielkość określa się : μ=δ*l gdzie: µ- moment dipolowy, δ- wielkość ładunku, l-odległość biegunów. -koordynacyjne (zespolone, semipolarne) stanowi połączenie atomu, cząsteczki lub jonu, które mogą przyjąć parę elektronów, z innym atomem, cząsteczką lub jonem zdolnym do dostarczenia pary elektronów, tzn. połączenia donora z akceptorem.
-metaliczne … |
|
|
|
|