Chemia ogólna - skrypt

WYKŁAD 1.

• Podstawowe pojęcia

• Pierwiastek

To substancja chemiczna składająca się z jednego typu atomów (wskazanego liczbą atomową, czyli liczbą protonów w jądrze) lub z atomów o tej samej liczbie protonów (substancja prosta).

• Związek chemiczny

To substancja, którą można rozłożyć na dwie lub więcej innych substancji.

• Właściwości fizyczne substancji

To takie właściwości, które można obserwować bez dokonywania przemiany danej substancji w inną.

• Właściwości chemiczne substancji

Uważa się te jej cechy, które związane są z jej udziałem w reakcjach chemicznych.

• Reakcje chemiczne

Są to procesy, podczas których jedna substancja przekształca się w inną.

• Mol

Określa on porcję substancji, czyli jest jednostką liczności materii.
1 mol zawiera 6,023*10²³ cząsteczek

• Masa molowa

Masa 1 elementu, czyli 6,023*10²³ elementu, wyrażona w gramach na mol. Liczbowo jest równa masie atomowej (cząsteczkowej), wyrażonej w jednostkach masy atomowej (u).

Np. 1 mol ¹²C ma masę 12g

• Stężenie procentowe

Jest to liczba gramów substancji zawarta w 100 gramach roztworu, wyrażona w procentach (%).
C_p = m_s/m_r * 100%

m_s - masa substancji
m_r - masa roztworu (masa substancji + masa rozpuszczalnika)  m_r = m_s+m_roz

• Stężenie molowe

Liczba moli danej substancji chemicznej jaką zawiera 1 dm³ roztworu.

C_n= n/V

n - liczba moli substancji
V - objętość roztworu

• Podstawowe prawa chemiczne

• Prawo zachowania masy

W układzie zamkniętym łączna masa substratów jest równa łącznej masie produktów.

m = m_s1 + m_s2  m = m_p1 + m_p2

• Prawo stałości składu związku chemicznego (stosunków stałych)

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

• Prawo stosunków wielokrotnych

Jeśli dwa lub więcej pierwiastki mogą tworzyć z sobą więcej niż jeden związek chemiczny to w związkach tych ilości wagowe jednego pierwiastka, przypadające na stałą ilość wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O5
Masy tlenu	8	16	24	32	40
Stosunek ilości wagowych	1	2	3	4	5

• Prawo stosunków objętościowych

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

1 mol każdego gazu w warunkach normalnych ( 1013 hPa, 0°C) zajmuje objętość 22,4 dm³.

• Prawo Avogardo (dotyczy tylko substancji gazowych)

W danych jednakowych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.

• Elementarne typy reakcji

• Reakcje syntezy

Synteza jest reakcją, w której z dwu lub więcej substancji prostszych powstaje jedna substancja złożona o odmiennych właściwościach chemicznych i fizycznych.

A + B ---> AB

• Reakcje analizy

Analiza (rozkład) jest reakcją, w której z jednej substancji złożonej powstają dwie lub kilka substancji prostszych , różniących się od substratu właściwościami fizycznymi i chemicznymi.

AB ---> A + B

• Reakcje wymiany

- wymiana pojedyncza (reakcja wypierania) jest reakcją, w której z jednego związku chemicznego i jednego pierwiastka powstaje inny związek chemiczny i inny, mniej aktywny pierwiastek

A + BC ---> AC + B

- wymiana podwójna jest reakcją, w której biorą udział dwa związki chemiczne i jako produkty powstają nowe dwa związki

AB + CD ---> AD + BC

• Typy reakcji chemicznych, ze względu na efekt cieplny

• Efekt energetyczny reakcji

Jest to ilość energii przekazanej przez reagenty do otoczenia lub pobranej z otoczenia.

• Reakcja egzoenergetyczna

Podczas tej reakcji wydziela się energia, która jest przekazywana do otoczenia.

• Reakcja endoenergetyczna

Podczas tej reakcji energia pochłaniania jest z otoczenia przez reagenty.

WYKŁAD 2.

• Podstawowe definicje

• Elektrolity

Są to substancje, które na skutek rozpadu w wodzie na jony przewodzą prąd elektryczny. Elektrolity są wodnymi roztworami kwasów, zasad lub soli. Związki, których budowa jest jonowa lub posiadają wiązania kowalencyjne spolaryzowane tworzą w wodzie elektrolity.

• Elektrolity słabe

Nie wszystkie wprowadzone do roztworu cząsteczki ulegają dysocjacji.

• Elektrolity mocne

Praktycznie wszystkie wprowadzone do wody cząsteczki ulegają dysocjacji. Należą do nich: wodorotlenki litowców i wapniowców ( 1 i 2 grupa bez Mg i Be) oraz kwasy: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ i sole rozpuszczalne.

• Stopień dysocjacji elektrolitu

Liczba określająca jaka część elektrolity ulega dysocjacji.

α = C/C₀,

gdzie:

c - liczba cząsteczek , która uległa dysocjacji (liczba moli powstałych w wyniku dysocjacji)
c₀ - ogólna liczba cząsteczek elektrolitu (ogólna liczba moli danego elektrolitu)

Stopień dysocjacji możemy wyrazić w procentach lub jako liczbę ułamkową. Osiąga on swoją największą wartość liczbową, równą jedności, gdy c = c₀, czyli gdy wszystkie cząsteczki elektrolitu wprowadzone do roztworu ulegają dysocjacji na jony. Zależnie od wartości stopnia dysocjacji wyróżniamy:
- elektrolity mocne: α >30%
- elektrolity średniej mocy: 5% < α < 30 %
- elektrolity słabe: α < 5 %
- nieelektrolity: α = 0

Stopień dysocjacji elektrolitu zależy od:
- rodzaju elektrolitu
- polarności rozpuszczalnika (np. stopień dysocjacji soli jest większy w wodzie niż alkoholu lub acetonie)
- stężenia elektrolitu (stopień dysocjacji wzrasta wraz z rozcieńczeniem)
- temperatury

• Stała dysocjacji

Jest wielkością charakteryzującą elektrolity słabe i średnie. Jeżeli w roztworze elektrolitu ustala się stan równowagi pomiędzy jonami oraz nie zdysocjowanymi cząsteczkami będący równowagą dynamiczną, to dysocjację elektrolitu, o ogólnym wzorze AB, możemy wyrazić równaniem:
AB -> A⁺ + B^-

Dla takiego układu można zastosować prawo działania mas i wyprowadzić stałą równowagi tego procesu, czyli stałą dysocjacji K:

K = [A⁺][B^-]/[AB]

Wartość stałej dysocjacji :
- zależy od rodzaju elektrolitu
- zależy od temperatury ( w danej temperaturze jest stała )
- nie zależy od stężenia roztworu
- jest tym większa im mocniejszy jest elektrolit

• Autoprotoliza wody

Samorzutna autodysocjacja cząsteczek wody pozostających w stanie ciekłym. Proces ten ma duże znaczenie praktyczne - decyduje m.in. o zdolności wody do rozpuszczania substancji jonowych a stała równowagi tej reakcji stanowi podstawę skali pH.

Przebieg reakcji autodysocjacji wody:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O+ + OH^-

• Skala pH

To ilościowe określenie kwasowości lub zasadowości roztworu. Skala pH to liczby bezwzględne od 1 do 14. Skala pH jest oparta na stężeniu jonów wodorowych w roztworze. Roztwory o pH od 1 do 6 mają odczyn kwasowy (zawierają nadmiar jonów wodorowych), zaś roztwory o pH od 8 do 14 mają odczyn zasadowy (zawierają nadmiar jonów wodorotlenowych). Roztwór o pH równym 7 jest obojętny.

• Roztwory buforowe

Buforami pH są roztwory słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą oraz słabej zasady i jego soli z mocnym kwasem, które wykazują stałe stężenie jonów wodorowych (stałe pH), które praktycznie nie ulega zmianie podczas rozcieńczania lub po dodaniu niewielkich ilości kwasów lub zasad. Buforami mogą też być roztwory soli kwasów wieloprotonowych (np. Na₂HPO₄). Przykłady: NH₄OH + NH₄Cl, bufor fosforanowy : NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄

• Hydroliza anionowa

To hydroliza soli pochodzącej od słabego kwasu i mocnej zasady (K₂CO₃, Na₂SO₃, Na₂S).

1. sól + woda  kwas (rozpada się, gdyż jest słabym elektrolitem) + zasada

Przykłady:

K₂CO₃ + 2H₂O  2KOH + CO₂ + H₂O
2K+ + CO₃²⁻ + 2H₂O  2K⁺ + 2OH⁻ + CO₂ + H₂O
CO₃²⁻ + 2H₂O  2OH⁻ + CO₂ + H₂O o odczynie zasadowym świadczy obecność anionów OH−

• Hydroliza kationowa

Hydroliza soli pochodzącej od mocnego kwasu i słabej zasady (AlCl₃, Fe₂(SO₄)₃, NH₄NO₃)

1. sól + woda  kwas + wodorotlenek↓

Przykłady:

AlCl₃ + 3H₂O  3HCl + Al(OH)₃↓
Al₃+ + 3Cl⁻ + 3H₂O  3H⁺ + 3Cl⁻ + Al(OH)₃↓
Al₃+ + 3H₂O  3H⁺ + Al(OH)₃↓ o odczynie kwasowym świadczy obecność kationów H+

• Teorie kwasowo - zasadowe

• Teoria Arrheniusa

Zgodnie z teoria dysocjacji jonowej Arrheniusa, kwasami są związki, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy wodoru (protony) i aniony reszt kwasowych. Kwasy odczepiające jeden wodór są nazywanej jednoprotonowymi, a te które odczepiają wiele - wieloprotonowymi. Kwasy wieloprotonowe mogą dysocjować stopniowo.

Według Arrheniusa zasadami są związki chemiczne, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu i aniony wodorotlenkowe.

Według Arrheniusa sole są związkami, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metalu i aniony reszt kwasowych.

Teoria ta jednak nie tłumaczy wielu faktów doświadczalnych, m.in. dlaczego amoniak wykazuje właściwości zasadowe.

• Teoria Bronsteda - Lowryego

Tzw. Protonowa teoria kwasów i zasad. Według niej kwasem jest każdy związek chemiczny lub jon, który może oddać proton (protonodawca lub donor protonów), a zasadą - każdy związek chemiczny lub jon, który może ten proton przyjąć (protonobiorca lub akceptor protonów).

HCl + H₂O  H₃0⁺ + Cl^-

Kwas zasada kwas zasada

• Teoria Lewisa

Zgodnie z tą zasadą, każdy związek mający atom pierwiastka z wolną parą elektronową (donor pary elektronowej), a kwasem - każdy związek mający atom pierwiastka z luką elektronową (akceptor pary elektronowej). Teoria ta poszerza zakres pojęć kwasu i zasady. Obejmuje to też związki, które nie mają protonów. Są to kwasy lub zasady Lewisa.

• Różnice pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji

Stała dysocjacji jest wskaźnikiem mocy elektrolitu, a stopień dysocjacji opisuje, jaki procent cząsteczek uległ dysocjacji zależy od stężenia elektrolitu i rośnie wraz ze wzrostem rozcieńczania.

• Różnice miedzy procesem dysocjacji a reakcją hydrolizy

Dysocjację mamy wtedy, gdy jakiś związek ulega rozpadowi na jony pod wpływem wody. Jeśli mówimy o kwasach to będą to aniony reszty kwasowej oraz kationy wodoru. Jeśli o zasadach to będą to aniony wodorotlenkowe oraz aniony metalu, amonu czy kationy amoniowe. U soli możemy mówić o dysocjacji tylko wtedy, gdy sól tworzy mocny kwas i mocna zasada. Hydrolizę mamy wtedy, gdy któryś z jonów reaguje z wodą. Taka sytuacja występuje u soli: mocnych kwasów i słabych zasad oraz soli słabych kwasów i mocnych zasad.

Zadania :

1. Dla poniższych zasad według Bronsteda-Lowry'ego podaj wzory kwasów z nimi sprzężonych:

a. CLO- HCLO

b. HS- H2

c. CN- HCN

1. Na podstawie podanych niżej równań reakcji, określ, które z substancji są kwasami, a które zasadami według teorii Bronsteda-Lowry'ego.

a. NH4+ + OH-  NH3 + H2O

Kwas Zasada Zasada Kwas

b. HF + H2O  H3O+ + F-

Kwas Zasada Kwas Zasada

c. SO4(2-) + H30-  H2O + HSO4-

Zasada Kwas Zasada Kwas

1. Oblicz ph 0.1 M roztworu CH3COOH (pKa=4.75)

1. Oblicz ph w roztworze buforowym zawierającym 1dm3 0.1mola CH3COOH i 0.1mola CH3COONa ( K=1.8 x 10-5). Jak zmieni się ph roztworu jeżeli do 1 dm3 dodamy a. 0.01 mola HCL b. 0.01 mola NaOH.

WYKŁAD 3.

• Podstawowe pojęcia

• Reguła oktetu i dubletu

• Hybrydyzacja

Ujednolicenie orbitali atomowych pod względem energetycznym. Hybrydyzacja nie tylko mówi nam o powstawaniu orbitali równo cennych energetycznie, ale przede wszystkim decyduje o kształcie cząsteczki.

• Wiązania kowalencyjne

Wytwarza się pomiędzy takimi samymi atomami niemetali. Wiązanie to polega na utworzeniu wspólnej lub wspólnych par elektronowych, które w jednakowym stopniu należą do obu atomów.

• Wiązania kowalencyjne spolaryzowane

Tworzą się pomiędzy atomami niemetali, różniących się elektroujemnością. Różnica elektroujemności w przypadku tego spotkania zawarta jest w przedziale <0,4;1,7>. Wiązanie to polega na utworzeniu wspólnej lub wspólnych par elektronowych, które przesunięte w kierunku atomu pierwiastka o wyższej wartości elektroujemności. W wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym występuje niesymetryczny rozkład ładunku, co powoduje pojawienie się w cząsteczce dwóch biegunów. Bieguna ujemnego na atomie pierwiastka o wyżej EN i dodatniego na atomie pierwiastka o niższej wartości EN. Cząsteczka posiadającą dwa bieguny nazywamy cząsteczką dipolową, Wielkość która charakteryzuje je to moment dipolowy.

• Wiązania jonowe

Wytwarza się pomiędzy atomami pierwiastków znacznie różniących się albo skrajnie elektroujemnością (EN>/ 1,7). Wiązanie jonowe wytwarza się pomiędzy atomami. Polega na oddaniu elektronów przez atom metalu i przyjęciu przez niemetal, wytwarzając jony. A istotą tego wiązania jest oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy powstałymi jonami. Oddziaływania elektrostatyczne występujące pomiędzy jonami, dlatego też związki jonowe posiadają wysoką temperaturę topnienia. Związki takie mają budowę krystaliczną.

• Koordynacja

• Wiązania wodorowe

Rodzaj oddziaływania międzycząsteczkowego, występuję pomiędzy takimi samymi atomami. Aby wytworzyło się wiązanie wodorowe musi posiadać atom pierwiastka o dużej elektroujemności, który musi mieć wolne pary elektronowe i który związany jest z atomem wodoru. Wpływają na zmianę skupienia związków. Im wyższa wartość elektroujemności tym wiązanie wodorowe jest silniejsze. Wiązanie wodorowe jest ok 10 razy słabsze od wiązania kowalencyjnego, ale wywiera bardzo duży wpływ na właściwości związków.

• Koncepcje hybrydyzacji

WYKŁAD 4.

Podstawowe definicje :

-Masa atomowa - masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy (u).

-Liczba atomowa - (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu. Pojawia się ona w symbolicznym zapisie jądra izotopu.

-Liczba masowa- określa liczbę protonów i neutronów łącznie w jądrze atomu pierwiastka.

-Konfiguracja elektronowa- uproszczony opis atomu polegający na rozmieszczeniu elektronów należących do atomów danego pierwiastka na poszczególnych powłokach, podpowłokach i orbitalach. Każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy pomocy zbioru liczb kwantowych.

-Poziomy energenyczne- wartość energii, jaką może posiadać układ (jądro ielektrony) wstanie podstawowym lub wstanach wzbudzonych.

-Jądro atomu- znajduje się w centrum atomu, zbudowane z protonów i neutronów (razem: nukleonów). W zasadzie ma małą objętość, jeśli porównywać do całego atomu, jednak w jądrze jest prawie cała masa atomu.

-Stan podstawowy - stan podstawowy at. jest stanem energetycznie obojętny.

-Stan wzbudzony- jest stanemat. w którym jego elektronyznajdują się na poziomach energetycznych wyższych do normalnych, jednak nie tak wysokich aby nastąpiło oderwanie elektronu czyli jonizacja.

-Orbital - funkcja falowa będącą rozwiązaniem równania Schrödingera dla szczególnego przypadku układu jednego elektronu znajdującego się na jednej z powłok atomowych lub tworzących wiązanie chemiczne. Orbital jest funkcją falową jednego elektronu, której kwadrat modułu (zgodnie z interpretacją Maxa Borna ) określa gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu w danym punkcie przestrzeni.

Pojęcie orbitalu jest często utożsamiane z kształtem chmury elektronowej , obliczonym z funkcji orbitalowej, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bliskie 1 (zwykle przyjmuje się wartość 0,9).

Orbitale dzielimy na:

• orbitale atomowe - orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych.

• Orbitale molekularne- orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą się z kolei na:

• orbitale wiążące - w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania

• orbitale antywiążące- w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

• orbitale niewiążące - w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

-Elektrony walencyjne- to elektrony w zewnętrznych powłokach elektronowych atomu.

-Hunda reguła - empiryczna zasada określająca kolejność poziomów energetycznych w atomie lub cząsteczce.

Zgodnie z nią najniższą energię ma stan o największej możliwej (w danej konfiguracji) wartości całkowitego momentu spinowego S i największej wartości całkowitego momentu orbitalnego L (w takim stanie liczba niesparowanych elektronów w obrębie danego podpoziomu o określonej wartości pobocznej liczby kwantowej jest największa). Powłoki zapełnione mają momenty elektronów skompensowane tak, że analizując strukturę cząstki (atomu) zgodnie z regułą Hunda rozpatruje się tylko powłoki niezapełnione.

-Zakaz Pauliego- mówi natomiast, że w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).

-Izotopy- to odmiany tego samego pierwiastka chemicznego o takiej samej liczbie atomowej Z ale różnej liczbie masowej A .

WYKŁAD 5.

Podstawowe definicje:

1.Scharakteryzuj modele budowy jądra atomowego.

• Model atomu wg Daltona z 1808 r.

Materia zbudowana jest z kulistych atomów o równomiernie rozłożonej masie i doskonale elastycznych. Atomy danego pierwiastka mają identyczne rozmiary i masy, natomiast atomy różnych pierwiastków różnią się między sobą. W trakcie reakcji chemicznych atomy nie ulegają zniszczeniu, ani nie powstają nowe atomy.

• Model atomu Thomsona (model rodzynkowy) z 1904 r.

Atom zbudowany jest z jednorodnie rozmieszczonej, dodatnio naładowanej masy o małej gęstości. W masie tej „poutykane” są ujemnie naładowane elektrony (jak rodzynki w cieście drożdżowym), tak że atom jako całość pozostaje elektrycznie obojętny.

• Model atomu Rutherforda (model planetarny) z 1911 r.

Atom składa się jądra atomowego i powłoki elektronowej. Jądro o dodatnim ładunku skupia w sobie prawie całą masę atomu, mimo że rozmiar jądra jest bardzo mały (rzędu 10-15 m). Pomiędzy elektronami a jądrem działa siła dośrodkowa (siła kulombowska). Ładunek całkowity elektronów jest równy ładunkowi jądra (co do wartości bezwzględnej), tak że atom jako całość pozostaje elektrycznie obojętny. Pomiędzy jądrem a powłoką występuje próżnia wypełniona polem elektromagnetycznym.

• Model atomu wodoru Bohra - opiera się na następujących postulatach:

--> elektron krąży po swojej orbicie bez emisji promieniowania

i może zajmować tylko ściśle określone orbity

--> emisja promieniowania następuje przy przejściu z orbity

wyższej na niższą ,przejście z orbity niższej na wyższą

(wzbudzenie) wymaga dostarczenia określonej porcji energii.

• Model atomu Schrodingera -

Teoria Schredingera zakłada, że w świecie atomów nie obowiązują prawa mechaniki klasycznej, a wszystkie obiekty takiego mikroświata mają naturę dualistyczną, tj. zachowują się jak cząstka materialna czyli korpuskuła - mająca masę, i jak fala elektromagnetyczna. Zgodnie z teorią Schrodingera:

• stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa Y, nazwana orbitalem

• kwadrat tej funkcji daje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze wokół jądra,

• energia elektronów jest kwantowana a geometryczne kształty orbitali wskazują na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem.

• znane orbitale to orbital s, p, d i f,

• każdy stan kwantowy elektronu jest opisany za pomocą czterech liczb kwantowych, tj. główna liczba kwantowa - n, poboczna liczba kwantowa - l, magnetyczna liczba kwantowa - m i spinowa liczba kwantowa - s.

2. Jakie są reguły rządące obsadzaniem orbitali ?

Są zasady które mówią o obsadzeniu orbitali. Są to - Zakaz Pauliego - orbital może być obsadzony przez najwyżej 2 elektrony o przeciwnych spinach. Czyli elektrony obsadzające ten sam orbital muszą być sparowane - Reguła Hunda - maksymalizacja liczby niesparowanych elektronów o tej samej energii - czyli jeśli w podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali, elektrony obsadzają pojedynczo puste orbitale zanim utworzą parę w jednym z orbitali - reguła minimum energii - najpierw zapełniane są orbitale o najniższej energii Zatem jeśli chodzi o kolejność obsadzania orbitali to są one zapełniane w miarę wzrostu ich energii .

3. Omów liczby kwantowe elektronu.

1) Główna liczba kwantowa (n)
- przyjmuje wartości kolejnych liczb naturalnych 1, 2, 3, ... (wg Bhora K, L, M, ...);
- od niej zależy energia danego elektronu;
- decyduje o rozmiarach orbitali - im większa wartość n, tym większy jest orbital;
- maksymalna ilośc elektronów w powłoce wynosi 2m2 (kwadrat)
n
1 = K
2 = L
3 = M
4 = N
5 = O
6 = P
7 = Q

2) Poboczna liczba kwantowa (l)
- przyjmuje wartości liczb całkowitych od 0 do n-1 włącznie;
- precyzuje dokładniej stan energetyczny danej powłoki;
- liczba stanów kwantowych wyraża się wzorem 4l + 2
l
0 = s
1 = p
2 = d
3 = f
4 = g
5 = h
6 = i

3) Magnetyczna liczba kwantowa (m)
- przyjmuje wartości liczb całkowitych takich, że -1 jest mniejsze bądz równe n, które jest mniejsze badz równe +1;
- określa rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek;
- decyduje o wzajemnych ułożeniu orbitali w przestrzeni

4) Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (ms)
- charakteryzuje rut spinu na wyróżniony kierunek w przestrzeni;
- może przyjmowac tylko dwie wartości +1/2 lub -1/2

4. Co określają poszczególne cyfry i litery w zapisie konfiguracji elektronowej?

s,p,d i f to typ orbitalu. Następnie - 1s,2s,2p to poziom elektronowy, konkretna podpowłowka. 1s^2 2s^2 itd to liczba elektronów na podpowłoce (obsadzenie podpowłoki).

5. Omów procesy zachodzące podczas przekształcenia danego jądra atomowego w inne.

Zarówno występujące w naturze, jak i sztuczne jądra atomowe podlegają przemianom zwanym reakcjami lub przemianami jądrowymi. Przemiany jądrowe mogą być samorzutne (jądra nietrwałe ulegają rozpadowi) albo są inicjowane przez dostarczenie energii do jądra. Jądro posiadające wyższą energię niż podstawowe jądro nazywa się jądrem wzbudzonym. Oznacza to, że zmiana jądra może być zainicjowana w dwóch następujących przypadkach:

• pochłonięcia cząstki elementarnej,

• pobudzenie do wyższego stanu kwantowego przez cząstki niosące energię.

Reakcje takie mogą mieć miejsce pomiędzy jądrem a neutronami, neutrinami czy innymi jądrami atomowymi. Przemiany jądrowe nie podlegają wszystkim zasadom zachowania. Ze względu na dużą ilość energii przypadającej na jednostkę masy w przemianach jądrowych nie jest zachowana masa (tak jak w mechanice klasycznej) zachowana jest jednak suma energii i materii, co jest zgodne z równaniem Einsteina:

E = m c2

Energia wydziela się w postaci promieniowania elektromagnetycznego (gamma) oraz emisji cząstek (jąder helu, elektronów, protonów, neutronów i neutrin) często o dużych energiach. Proces rozpadu wielu jąder atomowych prowadzi do powstania promieniowania jonizującego o dużym natężeniu.

WYKŁAD 6.

Układ okresowy pierwiastków- zestawienie wszystkich pierwiastków w postaci rozpudowanej tabeli, uporządkowane według ich rosnącej liczby atomu, grupujące pierwiastki według ich cyklicznie powtarzających się podobieństw i właściwości, zgodnie z prawem okresowości Dmitrija Mendelejewa.

1. Prawo okresowości Mendelejewa

właściwości pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas atomowych .

Nie zawarł jednak w swoim prawie określenia długości tych okresów. Swoje założenia Mendelejew opierał na prawie triad J. W. Doebereinera i prawie oktaw A. R. Newlandsa. Odkrycie Mendelejewa było punktem zwrotnym w rozwoju chemii , dając możliwość przewidywania właściwości nieodkrytych jeszcze pierwiastków. Prawo okresowości było podstawą zbudowania układu okresowego pierwiastków .

Dzisiaj prawo okresowości brzmi:

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe powtarzanie się właściwości.

Prawo okresowości jest podstawą konstrukcji układu okresowego . W czasach Mendelejewa nie było logicznego uzasadnienia tego prawa. Dopiero po odkryciu struktury atomu nabrało ono fizycznego znaczenia. Współcześnie wiadomo, że numer okresu odpowiada numerowi powłoki walencyjnej atomu. Liczba pierwiastków w jednym okresie wynika z liczby orbitali na powłoce walencyjnej, z których każdy może być wypełniony maksymalnie dwoma elektronami . Orbitale te są zapełniane wg następującego schematu:

1. okres 1s 2 pierwiastki

2. okres 2s 2p 8 pierwiastków

3. okres 3s 3p 8 pierwiastków

4. okres 4s 3d 4p 18 pierwiastków

5. okres 5s 4d 5p 18 pierwiastków

6. okres 6s 4f 5d 6p 32 pierwiastki

7. okres 7s 5f 6d 7p 32 pierwiastki

2. Grupy główne układu okresowego

Grupa (czasem zwana rodziną pierwiastków) jest pionową kolumną w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Istnieje 18 grup w standardowym układzie okresowym. Określenie "rodzina" wywodzi się od podobnych właściwości, jakie posiadają pierwiastki wchodzące w skład jednej grupy.

• Grupa 1 (IA, IA) - metale alkaliczne (wodór i litowce)

• Grupa 2 (IIA, IIA) - metale ziem alkalicznych (berylowce)

• Grupa 3 (IIIA, IIIB) - skandowce

• Grupa 4 (IVA, IVB) - tytanowce

• Grupa 5 (VA, VB) - wanadowce

• Grupa 6 (VIA, VIB) - chromowce

• Grupa 7 (VIIA, VIIB) - manganowce

• Grupa 8 (VIII, VIIIB) - żelazowce

• Grupa 9 (VIII, VIIIB) - kobaltowce

• Grupa 10 (VIII, VIIIB) - niklowce

• Grupa 11 (IB, IB) - miedziowce

• Grupa 12 (IIB, IB) - cynkowce

• Grupa 13 (IIIB, IIIA) - borowce

• Grupa 14 (IVB, IVA) - węglowce

• Grupa 15 (VB, VA) - azotowce (pniktogeny)

• Grupa 16 (VIB, VIA) - tlenowce (chalkogeny)

• Grupa 17 (VIIB, VIIA) - fluorowce (chlorowce, halogeny)

• Grupa 18 (0, 0) - gazy szlachetne (helowce)

Wyróżnia się dwa rodzaje grup:

• Grupy główne: grupy 1 i 2 oraz 13 do 18

• Grupy poboczne: grupy 3 do 12

3. Blok energetyczny.

Blok s - są to pierwiastki grupy I i II. Elektrony walencyjne mają konfigurację ns (gdzie "n" to odpowiednia powłoka)

np 56Ba [54Xe] 6s2

- dla baru mamy do czynienia z konfiguracją taką samą jak dla gazu szlachetnego (ksenonu) + dodatkowo są jeszcze dwa elektrony, które są na ostatniej powłoce (s). Na ostatniej (szóstej) powłoce są elektrony tylko na orbitalu s ,stad też nazwa - blok s, ponieważ wszystkie pierwiastki znajdujące się w nim posiadają elektrony walencyjne tylko na orbitalu s.

Blok p - są to pierwiastki grup od XIII do XVIII. Konfiguracja elektronów walencyjnych tych pierwiastków ma postać: ns np

np 16S [10Ne] 3s2 3p4

Blok d - ten blok tworzą pierwiastki grup III - XII (tak zwane grupy poboczne). Ich konfiguracja walencyjne przedstawia się następująco: ns (n-1)d

np 40Zr [36Kr] 5s2 4d2

Blok f - należą do niego lantanowce i aktynowce, dla których konfiguracja elektronów walencyjnych ma postać: ns (n-1)d1 (n-2)f

Przykłady:

19K - potas leży w 4 okresie układu okresowego i pierwszej grupie,a więc w skrócie jego konfiguracja elektronowa przedstawia się następująco:

[18Ar] 4s1

23V - wanad także leży w 4 okresie,ale w bloku d,więc jego konfiguracja będzie wyglądać:

[18Ar] 4s2 3d3

20Ca - wapń leży również w 4 okresie lecz w drugiej grupie:

[18Ar] 4s2

21Sc - skand, 4 okres, 3 grupa:

[18Ar] 4s2 3d1

Wyjątki:

24Cr - chrom, 4 okres, 6 grupa:

[18Ar] 4s1 3d5

29Cu - miedź, 4 okres, 11 grupa:

[18Ar] 4s1 3d10

Dla wyjątków mamy do czynienia z tak zwaną promocją elektronową. Przyczyną takiego stanu jest to,że korzystniej (energetycznie) jest uzupełnić do końca orbitale d, niż wypełniać do końca najpierw orbital s (który powinien być uzupełniany w pierwszej kolejności).

4. Energia jonizacji.

Jonizacja atomu wieloelktronowego polega na usunięciu elektronu najsłabiej przyciąganego przez jądro, czyli elektronu z orbitalu o najwyższej energii. Po usunięciu pierwszego elektronu może być usunięty, drugi, trzeci itd. Energia potrzebna do usunięcia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszej energii jonizacji. Druga energia jest zawsze większa niż pierwsza, i jest potrzebna do usunięcia drugiego elektronu po uprzednim usunięciu pierwszego. Podobnie jest kolejnymi energiami.

5. Powinowactwo elektronowe.

Podobnie jak w przypadku energii jonizacji można rozpatrywać pierwsze, drugie, trzecie... powinowactwo elektronowe. Przyłączeniu pierwszego elektronu do atomu typowego niemetalu towarzyszy zwykle uwolnienie energii. Ujemny ładunek wytworzonego jonu utrudnia przyłącznie następnego elektronu i dlatego drugie powinowactwo elektronowe ma już wartość dodatnią. Wprowadzenie drugiego elektronu wymaga doprowadzenia energii z zwenątrz. Informacje dotyczące powinowctwa elektronowego są nieliczne ze względu na ograniczone możliwości eksperymentalnego wyznaczenia powinowactwa.

6.ELEKTROUJEMNOŚĆ PIERWIASTKA .- to zdolność atomu do przyciągania elektronów.

-jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka (w związku kowalencyjnym)

-ilościowo określa się ją w liczbach według skali ułożonej przez Linusa Carla Paulinga na podstawie energii wiązań pomiędzy atomami

-od niej zależy w jaki sposób następuje uzupełnienie lub redukcja elektronów walencyjnych

-Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne zwane pierwiastkami elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony

-Wysoka elektroujemność cechuje niemetale

18

---