Konspekt wykładów 1 i 2 z chemii. Wykładowca dr inż. Teresa Szymura

WYBRANE JEDNOSTKI SKALI ATOMOWEJ (Skala mikro)

Masy atomów, jąder atomowych i cząstek elementarnych wyraża się powszechnie za pomocą:

1. Atomowej jednostki masy, która jest równa

1/12 masy atomu nuklidu węgla .

Międzynarodowa Komisja Chemiczna IUPAC zaleca symbol u.

atomowa jednostka masy u wynosi około 1,661 • 10^-

WZGLĘDNA MASA ATOMOWA LUB CZĄSTECZKOWA.

Przykład 1: Jaka jest względna masa atomowa sodu?

Symbol sodu Na = 23 oznacza, że masa atomu sodu jest 23 razy większa od atomowej jednostki masy u ( 1/12 masy atomowej ). Względna masa atomowa węgla = 12

2. JEDNOSTKA ENERGII:

Elektronowolt (eV ) 1 eV = 1,602 • 10^-19J.

Jeden elektronowolt jest to energia, jaką uzyskuje elektron będąc przyspieszonym różnicą potencjałów równą 1 woltowi

JEDNOSTKA ŁADUNKU ELEKTRYCZNEGO w skali atomowej jest ładunek elementarny, tzn. ładunek jednego elektronu: . 1 e =1,602∙10^-.

4. DŁUGOŚĆ W SKALI ATOMOWEJ wyraża się za pomocą podwielokrotnosci metra: 1 nm(nanometr) = 10^-9m lub

1pm (pikometr)=10^-12m.

Przypomnij sobie podstawowe definicje:

PIERWIASTEK CHEMICZNY, NUKLID, LICZBA MASOWA, LICZBA ATOMOWA, IZOTOP

MASA IZOTOPOWA, MASA ATOMOWA.

1. MASA CZĄSTECZKOWA jest to masa cząsteczki związku lub pierwiastka chemicznego wyrażona

w atomowych jednostkach masy.

• Masa cząsteczkowa = suma mas atomowych wszystkich atomów wchodzących w skład cząsteczki.

• Masa cząsteczkowa, podobnie jak masa izotopowa i masa atomowa, jest zwykle zapisywana jako wielkość bezwymiarowa (względna).

2. LICZNOŚĆ SUBSTANCJI (materii) liczba określonych elementów „n” w określonej masie substancji, jednostką jest mol. Jeden mol zawiera 6,02·10²³ elementów ( atomów, cząsteczek, fotonów. elektronów). Jest to liczba Avogadra;

1 MOL jest to liczba cząstek równa liczbie atomów zawartych w (dokładnie) nuklidu węgla .

3. MASA MOLOWA SUBSTANCJI jest to stosunek masy substancji do jej liczności; jest to masa jednego mola substancji.

• M = m_s / n Masa jednego mola każdej substancji, jest liczbowo równa masie atomowej (cząsteczkowej) substancji.

Przykład 2: Oblicz masę molową węgla i dwutlenku węgla. Masa molowa C : Masa jednego atomu ∙ ilość atomów w 1 molu C: 12u ∙ 1,661∙10^-27kg/u ∙ 6,02 ∙ 10²³ 1/mol = 12 ∙ 10^-3kg = 12g

Masa 1 mola węgla, wyrażona w gramach = 12g Mc = 12 g/mol .

Masa molowa CO₂: Masa atomowa C = 12u , a masa atomowa O = 16u 12g + 2∙16g = 44g (44g/mol)

Przykład: 3a) Oblicz masę cząsteczkową i molową węglanu wapnia, (podstawowego składnika wapieni). b) Ile waży 10 moli tego związku?

Rozwiązanie:

1. Wzór węglanu wapnia - CaCO₃

2. Masa cząsteczkowa względna = 40 + 12 + 3 x 16 = 100

a) Masa cząsteczkowa w u = 100 u Masa molowa = 100 g/ mol

b) Masa 10 moli = 10 x 100g/m= 1000g = 1, 000kg

Przeliczenie wielkości energii i ładunku elektrycznego ze skali atomowej na molową:

1,602 ∙10^- • 6,02 ∙ 10²³ mol^-1 = ∙ mol^-1

ładunek 1 elektronu • liczba Avogadra stała Faradaya

Stała Faradaya to ładunek jednego mola elektronów.

CZĄSTKI ELEMENTARNE

- najprostsze dotychczas poznane doświadczalnie cegiełki budowy materii.

- w której nie można wyróżnić żadnej struktury, pomimo, że jest ona w stanie rozpaść się na inne – bardziej elementarne.

Dzieli się na cztery grupy: fotony, leptony, mezony bariony

Istotne znaczenie dla chemicznych właściwości materii mają cząstki, które wchodzą trwale w skład atomu: tj. nukleony (neutrony i protony) oraz elektrony.

Proton, oznaczony symbolem p, ma dodatni jednostkowy ładunek elektryczny (+1), masę około jedności (1,0073 u). Neutron, oznaczony symbolem n, ma masę około jedności (1,0087 u) i ładunek 0. Elektron, oznaczony symbolem e, ma ujemny ładunek jednostkowy (-1), masę ok. 5.10^-4u .

Każdy stan elektronu w atomie to zasób pewnej energii. Dodatkowa energia powoduje wzbudzenie atomu - nastąpi jonizacja atomu. Z wyższego poziomu elektron samorzutnie wraca do stanu pierwotnego, emitując jednocześnie promieniowanie elektromagnetyczne o odpowiedniej długości fali.

1. Rozwiązania równań falowych istnieją tylko dla pewnych określonych wartości,

tak zwanych LICZB KWANTOWYCH.

2. Liczby te opisują stan elektronu w atomie. Główna Orbitalna Magnetyczna Spinowa

Zapis elektronowej struktury atomu

Obowiązuje zasada: wszystkie elektrony w nie wzbudzonym atomie lokalizują się na możliwie najniższych poziomach energetycznych, w obrębie jednej głównej powłoki są obsadzane kolejno podpowłoki s, p, d, f.

Obowiązuje: Zakaz Pauliego. W atomie nie może być dwóch elektronów, które miałyby te same wartości wszystkich czterech liczb kwantowych.

Reguła Hunda (czyli maksymalnej różnorodności). W każdej podpowłoce kolejne elektrony obsadzają pojedynczo poszczególne orbitale, a w następnej kolejności na orbitalach tych są umieszczane drugie elektrony o przeciwnych liczbach spinowych.

Zasada uporządkowania pierwiastków w układzie okresowym

STOPIEŃ UTLENIENIA liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązania chemicznego. może tu oznaczać zarówno pełne przekazanie elektronu innemu atomowi (lub ich grupie), co prowadzi do powstawania wiązania jonowego lub tylko częściowe przekazanie elektronów w formie wiązania kowalencyjnego.

Przykład3 :

Oblicz stopień utlenienia siarki w kwasie siarkowym H₂SO₄, wiedząc , że stopień utlenienia wodoru wynosi + tlenu -2.

Rozwiązanie:

Wzór kwasu siarkowego H₂SO₄, ( cząsteczka związku chemicznego obojętna).

Bilans ładunków: 0 = 2 ∙ (+1) + x + 4 ∙ ( -2); x = 8 - 2 = 6Jest to kwas siarkowy (VI).

Konspekt wykładu 3

Chemia, oprac. Dr inż. Teresa Szymura

WIĄZANIA WEWNĄTRZCZĄSTECZKOWE

-kowalencyjne ( atomowe, spolaryzowane, koordynacyjne )

-jonowe, -metaliczne

WIĄZANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE

wiązania międzycząsteczkowe (van der Waalsa)

wiązania wodorowe

Wiązania atomowe o częściowo jonowym charakterze

prowadzą do powstania cząsteczek dipolowych,

środek ciężkości ładunków ujemnych nie pokrywa się ze środkiem ciężkości dodatniego ładunku jądra.

Wielkość tego przesunięcia określa polarność wiązania.

Asymetria w rozmieszczeniu ładunku jest przyczyną powstania momentu dipolowego μ= ql,

q — ładunek jednego z biegunów dipola, l — odległość między biegunami.

Rodzaj wiązania chemicznego zależy od różnicy elektroujemności łączących się pierwiastków

Siły Van der Waalsa bardzo szybko maleją wraz ze wzrostem odległości międzycząsteczkowych.

Przyciąganie sił międzycząsteczkowych jest odwrotnie proporcjonalne do rⁿ,

gdzie r — odległość między środkami ciężkości jąder sąsiednich cząsteczek.

W przypadku oddziaływań:

jon-jon, n = 2, jon-dipol, n = 3, dipol-dipol, n = 4, jon-dipol indukowany, n = 5,

dipol-dipol indukowany, n = 6, dipol elementarny-dipol elementarny, n =7

Siły Van der Waalsa zwiększają się ze wzrostem ciśnienia,

a maleją ze wzrostem temperatury.

Kształtują właściwości kohezyjne materiału:

Są przyczyną zjawisk: asocjacji cząsteczek cieczy, tworzenie się koloidów, adsorpcji, adhezji itp.

• KOHEZJA - SIŁY SPÓJNOŚCI MATERIAŁU

Materiały	Wiązania wewnątrzcząsteczkowe	Wiązania międzycząsteczkowe
	jonowe	atomowe
Metale:
żeliwo	—	—
stal	—	—
nieżelazne	—	—
Materiały mineralne:
kamienne	+	—
ilaste	+	—
spoiwa	+	—
ceramika	+	—
szkło	+	—
Materiały organiczne:
drewno	—	+
bitumy	—	+
tworzywa sztuczne	—	+
Objaśnienia: + - istotny rodzaj wiązania, (+) - wiązanie o charakterze uzupełniającym, — - wiązanie nie występuje.