28.10.2007

WYKŁAD CHEMIA KOSMETYKÓW

Skala mas atomów oparta jest na izotopie węgla ¹²C

Masa atomowa

Fe ²⁶

^55,847

Masy atomów są ekstremalnie małe.

Dla najlżejszego pierwiastka - wodoru wielkości te wynoszą:

Średnia atomu d= 1,06*10^-10m

Masa atomu m= 1,67 * 10 ^-27 kg = 0,000 000 000 000 000 000 000 001 67 g

W miejsce masy wyrażonej w gramach wprowadzono pojęcie względnej masy atomowej zwanej też krótko masą atomową. Jednostką masy atomowej jest unit (u), który jest definiowany jako dwunasta część masy jądra atomu węgla.

Masa atomu węgla wyrażona w gramach wynosi

m_c = 1,993* 10^-23 g = 0,000000000000000000000001993 g

Odpowiednio obliczona wartość jednostki masy atomowej wyniesie:

1 u = 0.00000000000000000000001993 g: 12 = 1.66054 x 10^-24

1 u (unit) = 1/12 masy atomu ¹²C - 1.66054 x 10²⁴ g = 1,66054 x 10²⁷ kg

Względna masa atomowa (A)

To liczba określająca ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej „u”, stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu ¹²C

• Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu magnezu ²⁴Mg

A(²⁴Mg)= 4* 10²⁶ kg : 1,66054 * 10^-27 kg = 24

Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą oczywiście krotność występujących w niej atomów.

Masa molowa

Masa jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażona w gramach. Jest ona oznaczana dużą literą M. Jednostka: g* mol ^-1

Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /N_a/

N_a = 6,023 * 10 ²³

Istnieje zależność

M = N_{a *} m

N_a- liczba Avogadra

M- masa molowa

m- bezwzględna masa atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej

Wartość liczbowa masy molowej w gx mol ^-1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku albo wartości liczbowej względnej masy cząsteczkowej wynikającej ze wzoru sumarycznego związku chemicznego.

Masa 1 mola materii atomów lub cząsteczek nosi nazwę masy molowej M (kg*mol^-1)

Wartość liczbowa masy molowej w g*mol^-1 równa jest wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku.

M = A_w M = M_w

• Przykład obliczenia masy molowej dla (NH₄)₃[Fe(CN)₆]

Zgodnie z napisanym wzorem chemicznym odczytujemy, że w 1 molu związku znajduje się:

• 12 moli H

• 6 moli C

• 9 moli N

• 1 mol Fe

Odpowiednio obliczone masy pierwiastków wyniosą:

• dla H - 12 x 1.008 = 12.096

• dla C - 6 x 12,011 = 72,066

• dla N - 9 x 14,007 = 126,063

• dla Fe - 1 x 55,847 = 55,847

Masa molowa związku M((NH₄)₃[Fe(CN)₆]) jest sumą mas pierwiastków i wynosi 266,070 g*mol^-1

Objętość molowa V_m -określa objętość jednego mola gazu dowolnej substancji w warunkach normalnych

(273^oK p=1013 hPa) i wynosi ona 22,4 dm^3*mol ^-1

Zależność między objętością molową, masą molową i gęstością (d) określa równanie V_m=M/d

• Przykład 1 mol NO, Cl₂, N₂, O₂, H₂, SO₃, HCl, itd. Zajmują objętość w warunkach normalnych 22,4 dm³*mol ^-1

Substraty Kierunek przemiany Produkty

CO₂+H₂O ---------------------- H₂CO₃

1mol cząsteczek dwutlenku węgla (CO₂) reaguje z 1molem cząsteczki wody (H₂O) Otrzymujemy 1mol cząsteczek kwasu węglowego

W jednostkach mas

44 gramy (g) dwutlenku węgla (CO₂) reagują z 18 gramami (g) wody, otrzymujemy 62 gramy (g) kwasu węglowego

Masa jednego mola jest równa co do bezwzględnej wielkości masie atomowej lub masie cząsteczkowej jest definiowana jako masa molowa.

Substancja Masa atomowa lub cząsteczkowa Mol Masa molowa

S (siarka) 32 u 6,023*10²³ atomów 32 g/mol

SO₂ (tlenek siarki IV) 64 u 6,023*10²³ cząsteczek 64 g/mol

• Przykład Obliczyć, ile gramów CO₂ można otrzymać z 25 g CaCO₃ działając kwasem solnym. Jaką objętość zajmie wydzielony CO₂ w warunkach normalnych.

Ułożenie równania reakcji

CaCO₃ + HCl CaCl₂ + 2H₂O + CO₂

Podstawienie danych i szukanych wielkości do równania reakcji

CaCO₃ + 2HCl CaCl₂ + H₂O + CO₂

25g VCO₂(dm³)- objętość molowa

25g mCO₂(g)- masa molowa

Podstawienie iloczynów współczynników stechiometrycznych i mas molowych substancji do równania reakcji

CaCO₃ + 2HCl CaCl₂ + H₂O + CO₂

1x100,09 g/mol 1x22,4dm³

1x100,09 g/mol 1x44,01 g/mol

Ułożenie równania na proporcję

Z 100,09 g CaCO₃ otrzymamy 22,4 dm³CO₂

To z 25 g CaCO₃ otrzymamy x dm³CO₂

Z 100,09 g CaCO₃ otrzymamy 44.01 g CO₂

To z 25 g CaCo₃ otrzymamy x g CO₂

X dm³ CO₂ = 5.595 dm³

X g CO₂ = 10.993 g

Odpowiedz : W reakcji otrzymamy 5.595 dm³ oraz 10.993 g CO₂

Budowa atomu

Najważniejszą ze wszystkich teorii chemicznych dotyczących budowy atomu jest teoria atomistyczna.

Twórcą hipotezy atomistycznej był angielski chemik i fizyk John Dalton (1766 - 1844). Ogłosił on że pierwiastka jest najmniejszą niepodzielną porcją materii zachowującą jej właściwości chemiczne jest atom pierwiastka.

Nazwa pochodzi od greckiego słowa atoms - niepodzielny. Atom zbudowany jest z jądra, w którego niezwykle małej objętości skupiona jest niemal cała masa atomu oraz elektronów znajdujących się w stosunkowo dużej przestrzeni otaczającej jądro. Ładunki elektryczne obdarzone ładunkiem ujemnym mają elektrony a ładunkiem dodatnim jądra atomowe (protony+, neutrony 0).

Atomy mogą łączyć się w cząsteczki w prostych proporcjach liczbowych tzn. że pewna liczba atomów jednego pierwiastka łączy się z pewną liczbą atomów innego pierwiastka tworząc związki chemiczne. Hipoteza ta wyjaśnia zależności między masami substancji biorących udział w reakcjach chemicznych.

A mianowicie :

• prawa zachowania masy

• prawa stosunków stałych

• prawa stosunków wielokrotnych

Uproszczony model atomu

Rutherford stwierdził, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym dodatnio naładowanym jądrze atomowym, a elektrony krążą w odległej chmurze. Otaczające jądro elektrony wyznaczają całkowity rozmiar atomu.

Badania nad promieniotwórczością pozwoliły wyciągnąć wniosek, że jądra atomowe są również tworami złożonymi.

Elementami składowymi jądra są neutrony i protony, które noszą wspólną nazwę nukleony.

Elektrony oznacza się symbolem e^-, protony symbolem p a neutrony symbolem n

Znak minus przy symbolu elektronu (e^-) oznacza, że mają one ładunek ujemny. Ujemny ładunek elektronów jest równoważny przez dodatni ładunek protonów znajdujących się w atomie, a to oznacza, że atom jest elektrycznie obojętny.

Właściwości elementarnych części atomu:

• masy protonu i neutronu są prawie identyczne

• w jądrze (protony plus neutrony) skupiona jest prawie cała masa atomu

• elektrony które równoważą dodatni ładunek protonów mają masę równą tylko około 0.1 % całej ich masy

Rozmieszczenie elektronów wokół jądra

Znajomość tego w jaki sposób elektrony są rozmieszczone wokół jądra ma zasadnicze znaczenie dla zrozumienia właściwości chemicznych pierwiastków i ich miejsca w układzie okresowym. Elektrony w atomie zajmują ściśle określone poziomy energetyczne a przy przejściu z wyższego poziomu na niższy towarzyszy emisja energii odpowiadająca różnicy poziomów DE, w postaci fotonu promieniowania.

DE = hn

n- częstość promieniowania,

h- stała Plancka h=6,626 x 10 ^-34J x s kwant momentu pędu (działania)

Współczesny pogląd na struktury elektronowe atomu

Badania elektronu wykazały, że w swojej naturze ma on cechy - falową i korpuskularną, dlatego nie jesteśmy w stanie dokładnie określić jego położenia w atomie. Elektron nie porusza się po określonej orbicie, lecz w sposób do pewnego stopnia przypadkowy, czasem znajduje się bardzo blisko jądra, a niekiedy daleko od niego. Ruch elektronu odbywa się nie w jednej płaszczyźnie, lecz we wszystkich możliwych, ale zawsze w kierunku jądra lub w kierunku przeciwnym.

Model budowy atomu wodoru

W 1913 roku Niels proponując model atomu wodoru, przyjął następujące założenia:

• elektron krąży wokół jądra na jednej ze stacjonarnych orbit

• emisja lub absorbcja promieniowania jest wynikiem zmiany orbity stacjonarnej

Przyjęte przez N. Bohra założenia sprawdzały się tylko dla atomu wodoru, natomiast nie dla atomów wieloelektronowych.

Zgodnie ze współczesnym poglądem, atom wodoru można opisać jako kulistą przestrzeń z ciężkim jądrem w środku, wypełnioną przez szybko poruszający się dookoła jądra elektron (elektrony).

Obecnie w miejsce orbity wprowadzono pojęcie powłoki, a elektron spostrzegany jest jako „chmura elektronowa” posiadająca swoją energię. Elektrony o zbliżonych energiach zajmują w atomie jedną powłokę a jeżeli różnią się energią to zajmują różne powłoki. Poziomy energetyczne elektronów mają oznaczenia (n = 1, 2, 3, 4...)

Każdy z poziomów energetycznych (powłok) może pomieścić maksymalnie ściśle określoną ilość elektronów, która wynosi:

Poziom energetyczny Maksymalna ilość elektronów

K 2

L 8

M 18

N 32

O 50

Zapełnienie powłok elektronami następuje od powłok najbliżej położonych jądra, tj. 1, dalej 2 itd. Na zewnętrznej (ostatniej) powłoce znajdują się elektrony słabo związane z jądrem atomu. Elektrony te nazywamy elektronami walencyjnymi.

Konfiguracje elektronowe

Konfiguracja elektronowa, czyli rozmieszczenie elektronów w atomie, daje cenne informacje, pozwalające przewidywać właściwości i zachowania się pierwiastków w różnych warunkach oraz reakcje chemiczne, w jakie może wchodzić.

Analiza widm atomów oraz zastosowanie zasad mechaniki kwantowej do wyjaśnienia budowy powłok elektronowych wykazały, że elektrony zajmujące określone poziomy energetyczne wykazują niewielkie różnice energii i są rozmieszczone na podpowłokach. Podpowłoka najniższego poziomu energetycznego ma oznaczenie s a kolejne p, d, f.

Maksymalna liczba elektronów na tych podpoziomach wynosi :

Podpoziom energetyczny Maksymalna ilość elektronów

s 2

p 6

d 10

f 14

Przy tym sposobie przedstawiania konfiguracji elektronowej atomów, należy przed symbolem podpoziomu energetycznego umieścić liczbę równą numerowi powłoki (n = 1,2,3,4..), a w prawym górnym rogu nad symbolem podpowłoki liczbę elektronów zajmującą dany podpoziom (np. p⁶)

₁₁Na- K2, L8, M1 ₁₁Na -1s²2s²2p⁶3s¹

₁₂Mg- K2, L8, M2 ₁₂Mg - 1s²2s²2p⁶3s²

Atom sodu ma 11 elektronów, które są rozmieszczone na trzech powłokach. Na pierwszej powłoce znajdują się dwa elektrony i zajmują tylko jeden podpoziom energetyczny s (1s²), na drugiej powłoce znajduje się 8 elektronów i zajmują dwa podpoziomy energetyczne s i p (2s²2p⁶), na ostatniej powłoce znajduje się jeden elektron zajmujący tylko jeden podpoziom energetyczny s(3s¹)

Prawo Avogadro (1811 r.)

Prawo Avogadro określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząstek. A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm³ tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,023 * 10²³ cząsteczek lub atomów.

Prawo zachowania masy

Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem

E=mc²

E - energia

m -masa

c- prędkość światła (300 tys. Km/s)

Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw:

Prawa zachowania masy - wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej.

Prawa zachowania energii - określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem /E_j + m_jc²/ = const

E_j- energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach

m_j - masy składające się na układ substancji

c - prędkość światła.

Prawo zachowania masy Łomonosow, Lavoisier, XVIII w.

W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Obecnie, wiedząc, że masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energię i na odwrót, prawo to jest rozumiane w nieco inny sposób. W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą.

Prawo stałości składu

Fundamentalne prawo chemiczne. Mówi, że każdy związek chemiczny, niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania, ma stały skład jakościowy i ilościowy. Zostało po raz pierwszy sformułowane w 1799 roku przez Josepha Louisa Prousta. Jest jednym z odkryć w dziedzinie chemii prowadzących do powstania teorii atomistycznej budowy materii. Prawo stałości składu spotyka się też w innym sformułowaniu jako tzw. prawo stosunków stałych. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastków łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych.

Prawo wielokrotnych stosunków wagowych Dalton, 1803r.

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

Prawo prostych stosunków objętościowych w reakcjach między gazami Gay-Lussac, 1808 r.

Objętości reagujących ze sobą gazów i objętości gazowych produktów reakcji, odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Liczba atomowa

Masa atomowa

---