24. Czy związek ..................... jest kwasem czy zasadą? Uzasadnij swoją wypowiedź
Zgodnie z definicją Bronsteda KWAS jest to substancja zdolna do oddawania protonów, ZASADA
jest to substancja zdolna do pobierania protonow. Kwas A oddajac proton H+ staje sie zasadą
B. Zasada B łącząc się z protonem przechodzi z powrotem w kwas A: A<->B+H+ . Zasada B jest
sprzężona z kwasem A.
Przykłady kwasów i zasad Bronsteda w roztworach wodnych:
     KWASY
Cząsteczki obojetne: HF,HCl, HBr,HI,HCLOO4,H2SO4,HNO3,H3PO4,H2S,CH3COOH,H2O
Kationy:H30+,NH4+,[Cr(H2O)6]^3+,[Al(H2O)6]3+
Aniony:HSO4-,H2PO4-,HPO4^2-,HS-
     ZASADY
Cząsteczki obojętne: NH3,N2H4,NH2OH,N(CH3)3,H2O
Kationy: [Al(H2O)5OH]2+, [Fe(H20)5OH]2+
Aniony:F-,Cl-,Br-, I-, CLO4-, HSO4-, SO4^2-,H2PO4-,HPO4^2-, PO4^3-, OH-, O^2-

25. Wyjaśnij pojęcie hydrolizy. Typy hydrolizy.

Hydroliza jest to reakcja jonów pochodzących ze dysocjowanej soli i cząsteczkami wody. Produktami hydrolizy soli są cząsteczki kwasu i/lub zasady. Hydroliza jest reakcją proteolityczną, ponieważ podczas rozpuszczania wielu soli dochodzi do alkalizacji lub zakwaszenia środowiska. W zapisie reakcji: sól, mocną zasadę i mocny kwas zapisuje się jonowo, a wodę, słaby kwas, słabą zasadę - cząsteczkowo. Anion słabego kwasu jest anionową zasadą, która wchodzi w reakcję z cząsteczką wody, pełniącą rolę kwasu, np.:

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

Kation słabej zasady to kationowy kwas, który reaguje z cząsteczką wody pełniącej rolę zasady, np.:

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺

W wyniku hydrolizy wieloprotonowych kwasów, czy wielohydroksylowych wodorotlenków dochodzi do powstawania amfoterów, które mogą zarówno przyłączać jak i odszczepiać protony.

Sole mocnych kwasów i zasad nie ulegają hydrolizie. Ich odczyn jest obojętny, ponieważ jony powstałe na skutek ich dysocjacji są bardzo słabymi anionowymi zasadami ( na skutek sprzężenia z mocnym kwasem) lub bardzo słabymi kationowymi kwasami ( na skutek sprzężenia z mocną zasadą).

Typy hydrolizy:

1.Sól mocnego kwasu i słabej zasady:

stąd:

2.Sól słabego kwasu i mocnej zasady:

stąd:

3.Sól słabego kwasu i słabej zasady (pH zależy od tego co jest mocniejsze kwas czy zasada):

stąd:

*W liczniku może być po prostu K^2, a w mianowniku wtedy odpowiednie K są w pierwszej potędze.

26. W wyniku rozpuszczenia soli w wodzie i jej dysocjacji w roztworze znajdują się jony A^-, K⁺ (z dysocjacji soli) oraz H⁺ i OH^- (z dysocjacji wody). Jeżeli anion reszty kwasowej A^- pochodzi od słabego kwasu lub kation K⁺ od słabej zasady, to zgodnie ze stałą dysocjacji tego kwasu lub zasady (lub obu jednocześnie) musi być spełniony warunek:

oraz drugi warunek, wynikający z iloczynu jonowego wody:

oraz trzeci, że sumy ładunków jonów dodatnich i ujemnych ujemnych muszą być sobie równe.

Ponieważ anion reszty kwasowej jest w ujęciu Brønsteda zasadą (może przyłączyć proton) a woda ma charakter amfoteryczny (może zachowywać się jak kwas wobec silniejszych od siebie zasad, lub jako zasada wobec silniejszych od siebie kwasów) w roztworze nastąpi reakcja:

Stała równowagi tej reakcji wynosi:

zakładając (tak jak przy wyznaczaniu iloczynu jonowego wody) praktyczną niezmienność stężenia wody otrzymujemy:

Po uwzględnieniu wszystkich wyżej podanych warunków i po odpowiednim ich podstawieniu do wzoru otrzymujemy wzór na stałą hydrolizy dla soli zawierającej anion słabego kwasu:

W analogiczny sposób dla soli zawierającej kation słabej zasady otrzymamy:

a dla soli zawierającej anion słabego kwasu i kation słabej zasady:

pH soli słabych kwasów i mocnych zasad,
np. K2CO3, C6H5COONa

Równanie hydrolizy tego typu soli :

A^- + H2O ---> HA + OH^-

Z równania wynika, że :

[HA] = [OH^-]

[ HA] - stężenie molowe w mol/dm3 kwasu

[OH^-] - stężenie molowe w mol/dm3 jonów OH^-

Z iloczynu jonowego wody wynika, że :

[H^+] x [OH^-] = Kw

kW = 10^-14 - iloczyn jonowy wody


[OH]^- = Kw/[H^+]

[HA] = Kw/[H^+]

Podstawiając do równania na klasyczną stałą dysocjacji słabego kwasu otrzymamy ;

Kc = CA^- x CH^+ /CHA

Kc = CA^- x C^2H^ /Kw

Jeżeli założymy, że CA^- = C

C - stężenie molowe soli , po podstawieniu i rozwiązaniu względem [H^+] otrzymamy :


[H^+] =√ Kw x Kc / C - całe wyrażenie pod pierwiastkiem

Logarytmując i zmieniając znaki otrzymamy :

-log [H^+] = -1/2 log Kw - 1/2 log Kc + 1/2 log C

pH = 1/2 pKw + 1/2 pKc +1/2 log C

Zadanie :

Oblicz pH roztworu benzoesanu sodu o stęzeniu C = 0,1 mol/dm3 , jeżeli stała dysocjacji kwasu benzoesowego Kc = 6,3 x 10^-5

pKc = -log 6,3 x 10^-5

pKc = 5 - log 6,3 = 4,2

Podstawiając do gotowego równania otrzymujemy :

pH = 14/2 + 4,2/2 + 0,1/2

pH = 7 + 2,1 + 0,5 = 8,6

pH = 8,6 C6H5COONa - benzoesan sodu

Obliczanie pH soli mocnych kwasów i słabych zasad .

Roztwory wodne soli mocnych kwasów i słabych zasad mają odczyn kwaśny . Z równania przedstawiającego hydrolizę tego typu soli :

B ^+ + H2O ------> BOH + H^+

wynika, że stężenie niezdysocjowanych cząsteczek zasady równe jest stężeniu jonów wodorowych , czyli C BOH = CH^+

Stała dysocjacji słabej zasady , powstającej w wyniku hydrolizy soli mocnego kwasu i słabej zasady ma postać :

Kb = CB^+ x COH^- / CBOH


COH ^- = Kw/CH^+

Po podstawieniu i przyjmując, że CBOH = CH^+ otrzymamy :


Kb = CB^+ x Kw /C^2 H^+

Ponieważ CB^+ = C, równanie przyjmuje postać :


Kb = C x Kw/C^2H^+


Po przekształceniu otrzymujemy :

CH^+ = √ Kw x C / Kb ( całość pod pierwiastkiem )

Po zlogarytmowaniu i zmianie znaków


-lgCH^+ = - 1 /2 Kw + 1 /2 Kb - 1/2 lgC


pH = 1 /2 pKw - 1 /2 pKb - 1/2 lg C

Według tego wzoru można obliczyć pH soli pochodzącej od mocnego kwasu i słabej zasady

Zadanie :

Oblicz pH roztworu chlorku amonowego o stężeniu 0,05 mol/dm3 . jeżeli Kb = 1,8 x 10^-5


p Kb = lg 1,8 x 10^-5 = 4,75

pH = 7 - 2,37 + 0,65 = 5,28

27.

28.

29.

30. Roztwory buforowe to takie roztwory, które nie zmienią wyraźnie wartości ph mimo wprowadzania niewielkich ilości mocnych kwasów i zasad, jak również pod wpływem rozcieńczenia wodą, a więc utrzymują pH na określonym stałym poziomie. Są to r-ry słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą lub słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem lub dwóch soli wieloprotonowych kwasów.

Bufor działa w ten sposób, że gdy dodamy do niego pewna ilość mocnego kwasu to wprowadzone jony H₃O ⁺ będą łączyły się z anionem H^- na niezdysocjowane cząsteczki kwasu HA.

A^-+ H₃O⁺ = HA + H₂O

Przez co stosunek stężeń zwiększy się tylko nieznacznie i pH praktycznie się nie zmieni. Gdy dodamy pewną ilość mocnej zasady pH r-ru także się nie zmieni, gdyż jony OH^- przereaguję z niezdysocjowanymi cząsteczkami kwasu HA.

HA + OH^- = A^- + H₂O

Analogicznie dzieje się w buforze zasadowym tylko H₃O⁺ łączy się z niezdysocjowaną słabą zasadą , a OH^- z kationowym kwasem. Jeśli r-r buforowy otrzymano przez zmieszanie np. r-rów H₂KPO₄ i Na₂HPO₄ to jako kwas występuje jon H₂PO₄^-,a jako sprzężona z nim zasada jon HPO₄^2-. pH r-ru będzie zależało o stosunku stężeń tych dwóch rodzajów jonów i od stałej dysocjacji kwasu, czyli w tym przypadku drugiej stałej dysocjacji kwasu fosforanowego.

31. . Opisz zasadę działania buforu….Co to jest pojemność buforowa?

Zadaniem buforu jest utrzymanie stałego pH, więc działa w następujący sposób:

1. Bufor słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą

W roztworze zachodzą reakcje: HA↔ H+ + A-

BA→ B+ + A-

Gdy dodamy do takiego buforu mocnego kwasu, jony wodorowe będą reagować z anionem słabego kwasu i będzie się tworzyć słaby kwas (który słabo dysocjuje): A- + H+→HA. W wyniku takiej reakcji stosunek stężeń zmienia się nieznacznie, więc pH zostaje praktycznie nie zmienione.

Gdy będziemy do takiego buforu dodawać mocnej zasady, to jony OH- będą reagować ze słabym kwasem i będzie powstawać woda (która słabo dysocjuje) i będzie uwalniany anion kwasowy: OH- + HA→H2O + A- . Dzięki takiej reakcji stosunek stężeń zmienia się nieznacznie, więc pH zostaje prawie niezmienione.

2. Bufor słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem

W roztworze zachodzą reakcje: COH ↔ C+ + OH-

CD→ C+ + D-

Gdy dodamy do buforu mocnego kwasu, to jony wodorowe będą reagować ze słabą zasadą i powstaje słabo dysocjująca cząsteczka wody i kation zasady: COH + H+→ H2O + C+ . Stosunek stężeń zmienia się nieznacznie, więc pH zostaje praktycznie niezmienione.

Gdy będziemy do takiego buforu dodawać mocnej zasady, to jony OH- będą reagować z kationem słabej zasady i będzie się tworzyć zasada, która słabo dysocjuje: C+ + OH-→COH . Stosunek stężeń zmienia się nieznacznie, więc pH zostaje prawie niezmienione.

3. Bufor, który tworzą dwie sole wieloprotonowego kwasu

Jeśli roztwór buforu otrzymamy przez zmieszanie np. roztworów KH2PO4 i Na2HPO4, to jako kwas wystąpi jon H2PO4-, a jako sprzężona z nim zasada jon HPO4 2-. pH roztworu będzie zależało od stosunku stężeń obu tych rodzajów jonów i od stałej dysocjacji kwasu, w tym przypadku będzie to druga stała dysocjacji kwasu fosforowego (V).

Bufor utrzymuje w miarę stałe pH, dopóki nie wyczerpie się jeden z jego składników.

Pojemność buforowa- jest to ilościowa miara odporności buforu na dodatek mocnego kwasu lub mocnej zasady. Jest to liczba moli mocnego kwasu lub mocnej zasady dodana do 1 dm3 buforu, jaka zmienia pH buforu o jedną jednostkę. Na zdolność buforowania ma wpływ proporcja składników do siebie. Pojemność buforowa osiąga maksimum wtedy, gdy oba składniki są w takich samych ilościach. W miarę dodawania mocnego kwasu lub mocnej zasady pojemność buforowa zmniejsza się i staje się równa zero, gdy wyczerpie się składnik buforu, z którym reagował kwas lub zasada.

β= dn dod/dpH≈ Δn/ΔpH

Δn- liczba moli dodanego mocnego kwasu lub mocnej zasady ( w praktyce podaje się na 1 dm3 buforu) (Δn/V)

ΔpH- zmiana pH wywołana dodaniem tej ilości kwasu lub zasady

Pojemność buforowa zależy także od stężenia składników buforu- im większe stężenie, tym większa pojemność.

Moja uwaga: mam nadzieję że ok, jak coś nie tak to proszę zgłosić, że cos źle. Można też zrobić to na konkretnych przykładach, np. na buforze octanowym i buforze amonowym. I jeszcze co do wzoru na pojemność buforową, to nie wiem czy ma być w wartości bezwzględnej czy nie, ale moim zdaniem chyba ona nie potrzebna…

32.

Bufor fosforanowy: 
[H₂PO₄^2-] 
[H₂PO₄^-]

Bufor wodorowęglanowy:

[HCO₃^-]

[H₂CO₃]

Jeszcze jest bufor białczanowy i hemoglobinowy (mogą przyłączać i oddawać jony wodorowe)

33. Kompleks a związek koordynacyjny

Związek kompleksowy- związki chemiczne, w których można wyróżnić jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy bądź grupy zwane ligandami, przy czym występuje przynajmniej jedno wiązanie koordynacyjne (donorowo-aceptorowe) między atomem centralnym a ligandem. Ligand jest donorem pary elektronowej, a atom centralny jest akceptorem

Kompleks- centralnie położony jon metalu otoczony podstawnikami. Jest on elektrycznie obojętny lub może występować w postaci jonu np. [Fe(CN)₆]^4-

Związek koordynacyjny -związek jonowy, którego jeden z jonów jest kompleksem np. K₄[Fe(CN)₆], związek koordynacyjny zawsze jest elektrycznie obojętny.

Liczba koordynacyjna-mówi nam o liczbie ligandów związanych z atomem centralnym.

Ligandy- >są zawsze układami zamknięto powłokowymi -nie mają pojedynczych elektronów. Nie posiadają niesparowanych elektronów.

Jony centralne- są to jony „d” lub „f” elektronowe np. Fe 3+, Ti 3+

Liczba koordynacyjna a budowa związki koordynacyjnego:

2- struktura liniowa

3-płaska budowa, struktura lekko zdeformowanego trójkąta równobocznego

4 - a)tetraedr -układ ligandów zarówno dla metali przejściowych jak i nieprzejściowych

b)płaski kwadrat- tworzony wyłącznie przez metale przejściowe, najczęściej o konfiguracji d : jod (I) iryd(I) pallad(II) platyna(II) złoto(III)

5 - a) piramida trygonalna (dipiramida )

b)piramida tatragonalna -4ligandy w tej samej płaszczyźnie co aw atomie centralnym

6 - oktaedr

7 - a) bipiramida pentagonalna

b) bryła wyprowadzona z pryzmatu trygonalnego lub z oktaedru z umieszczonym na środku jednej ściany dodatkowym, siódmym ligandem

8- a) regularny sześcian

b)Antypryzmat

c) dodekaedr

34. Ligandy( inaczej podstawniki)-są to jony albo cząsteczki połaczone bezpośrednio z atomem centralnym w związkach kompleksowych.Nie mają niesparowanych elektronów.Posiadają zawsze układ zamkniętopowłokowy.W wiązaniu koordynacyjnym z atomem centralnym są donorem pary elektronowej.

Wyróżnaimy ligandy zajmujące tylko jedną pozycję wokół atomu centralnego które nazywamy ligandami jednodonorowymi (jednofunkcyjnymi, prostymi).Moga to być cząsteczki polarne takie jak woda czy amoniak lub jony F-,CN- czy Br-. Niektóre ligandy o odpowiedniej budowie cząsteczki mogą dostarczać dwu lub więcej atomów skoordynowanych wokół atomu centralnego. Ligandy takie nazywamy ligandami chelatowymi(kleszczowymi). Są to np.acetyloaceton czy etylenodiamina.

35. Izomeria związków kompleksowych

Zjawisko izomerii polega na występowaniu substancji o takim samym składzie chemicznym, różniących się strukturą cząsteczki, a co za tym idzie i własnościami chemicznymi.
Dla związków kompleksowych wyróżnia się dwie główne formy izomerii: strukturalną i stereoizomerię. W pierwszym przypadku poszczególne izomery różnią się składem jonów kompleksowych przy takim samym składzie (wzorze) sumarycznym. Natomiast przy stereoizomerii atom (jon) centralny jest otoczony we wszystkich izomerach takimi samymi ligandami ale ułożonymi odmiennie w stosunku do siebie - czyli różnica polega na geometrycznym rozmieszczeniu ligandów.
Izomeria strukturalna występuje jako:

• izomeria jonowa - przykładem może być siarczan pentaaminobromokobaltu(III) [Co(NH₃)₅Br]SO₄ o barwie ciemnofioletowej i bromek pentaaminosiarczanokobaltu(III) [Co(NH₃)₅SO₄]Br o barwie czerwonej. Różnica polega na zmianie położenia jonów siarczanowych i bromkowych, które mogą występować jako ligandy lub samodzielne aniony. Różnicę tą łatwo stwierdzić działając na związki chlorkiem baru lub azotanem srebra:
  [Co(NH₃)₅Br]SO₄ + BaCl₂ -> [Co(NH₃)₅Br]Cl₂ + BaSO₄
  [Co(NH₃)₅SO₄]Br + AgNO₃ -> [Co(NH₃)₅SO₄]NO₃ + AgBr

• izomeria hydratacyjna - występująca przykładowo w sześciowodnym chlorku chromu(III) o składzie CrCl₃^.6H₂O. Strukturę tego związku wyrażają wzory:
  [Cr(H₂O)₆]Cl₃ - fioletowy chlorek heksaakwachromu(III)
  [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂^.H₂O - niebieskozielony chlorek pentaakwachlorochromu(III)
  [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl^.2H₂O - zielony chlorek tetraakwadichlorochromu(III)
  Z roztworu wodnego tych kompleksów sole srebra wytrącają odpowiednie ilości chloru - w pierwszym przypadku całość; w drugim dwie trzecie a w trzecim jedną trzecią.

• izomeria koordynacyjna - pojawia się gdy zarówno kation jak i anion związku koordynacyjnego są kompleksami. Przykładem może być związki platyny:
  [Pt^II(NH₃)₄]²⁺[Pt^IVCl₆]^2- heksachloroplatynian(IV) tetraaminoplatyny(II) i
  [Pt^IV(NH₃)₄Cl₂]²⁺[Pt^IICl₄]^2- tertachloroplatynian(II) tetraaminodichloroplatyny(IV)

• izomeria wiązaniowa - pojawia się gdy ligand może łączyć się z jonem centralnym za pośrednictwem dwóch różnych atomów. Przykładem może być jon NO₂^-, który może koordynować za pomocą atomu azotu lub tlenu. Przykładem mogą być kompleksy: pentaamina(nitro-N)kobaltu(III) - [Co(NH₃)₅(NO₂)]²⁺ oraz pentaamino(nitrito-O)kobaltu(III) - [Co(NH₃)₅(ONO)]²⁺.

Stereoizomery występują gdy ilość ligndów wokół jonu centralnego wynosi co najmniej cztery, a ponadto różnią się one między sobą. W zależności od zachowania się stereoizomerów wobec światła spolaryzowanego wyróżnia się izomerię optyczną i geometryczną. Związek wykazujący izomerię optyczną tworzy dwie odmiany skręcające płaszczyznę światła spolaryzowanego. Obydwie odmiany skręcają płaszczyznę światła spolaryzowanego o ten sam kąt ale w przeciwnych kierunkach. Ten rodzaj izomerii wykazują tylko kompleksy nie wykazujące środka symetrii ani płaszczyzny symetrii, co jest oczywiste.

36. jak wyżej (35)

37.

38. 38. Teoria pola krystalicznego (TPK)

0. Założenia:

0. wiązanie pomiędzy centralnym kationem metalu przejściowego a ligandami jest wiązaniem jonowym

0. teoria ta ropzatruje wpływ pola ujemnych ligandów otaczających kation na energię jego orbitali typu d.

Gdy ligandy zbliżają się do jonu centralnego to dochodzi do ich odpychania przez elektrony metalu znajdujące się na zapełnionych orbitalach d.

Elektrony znajdujące się w pobliżu ligandów będą miały wyższą energię niż te położone dalej. W efekcie dochodzi do rozszczepienia zdegenerowanego orbitalu d kationu metalu.

Na różnicę w energiach elektronów mają wpływ następujące czynniki:

0. konfiguracja elektronowa kationu metalu

0. stopień utlenienia metalu; zazwyczaj wysoki stopień utlenienia powoduje większą różnicę energii

0. konfiguracja przestrzenna ligandów wokół jonu metalu

0. rodzaj ligandów otaczających kation metalu

Najbardziej powszechne są kompleksy o budowie oktaedrycznej. W przypadku, gdy do takiego kompleksu oktaedrycznego będzie zbliżało się 6 jonów ujemnie naładowanych (będą to ligandy) wzdłuż ujemnych i dodatnich części osi x,y,z. Jeżli ligandem są cząstki polarne (np. woda, amoniak), to zakładamy, że układają się one biegunem ujemnym dipola w stronę atomu centralnego. W miarę jak ligandy zbliżają się i zajmują pozycję odpowiadającą ich rozmieszczeniu w kompleksie, wytwarzane przez nie pole elektrycznie działa silniej na elektrony znajdujące się na orbitalach atomu centralnego.

Oddziaływania te są zależne od orientacji orbitali w stosunku do ligandów:

0. najsilniejsze odpycchania zachodzą wobec elektronów położonych na orbitalach skierowanych wzdłuż osi x,y,z (orbitale d_z2 d_x2-y2 skierowanych wprost na ligandy). Elektrony położone na tych orbitalach są odpychane przez ligandy, a ich energia jest ulego wskutek temu podwyższeniu.

0. Słabsze odpychania maja miejsce na orbitalach typu d_xy ,d_yz ,d_xz skierowanych pomiędzy ligandy.

0. Wniosek: poziom energetyczny orbitali typu d_xy ,d_yz ,d_xz leży poniżej poziomu energetycznego orbitalli typu d_z2 d_x2-y2 .

Kompleksy tetraedryczne także są rozpowszechnione.

Cztery ligandy formują tetraedr dookoła centralnego kationu metalu. W tetraedrycznym polu krystalicznym także dochodzi do rozbicia zdegenerowanym orbitali d na dwa pasma o różnych energiach:

0. Orbitale dz2 i dx2-y2 mają niższą energię

0. orbitale dxy, dxz i dyz mają wyższą energię.

0. w porównaniu do oktaedrycznego pola krystalicznego orbitale o niższej energii w przypadku geometrii tetraedrycznej mają wyższą energię.

Teoria pola krystalicznego może także posłużyć do opisu rozszczepienia energetycznego dla kompleksów o innych typach geometrii.

Wielkość przerwy energetycznej pomiędzy energiami orbitali d zależy od:

0. chemicznej natury ligandów

0. kształtu cząsteczki kompleksu.

Niektóre ligandy zawsze prowadzą do powstania małej różnicy w wartości Δ podczas gdy inne zawsze prowadzą do dużego rozszczepienia. Pomiary spektroskopowe pozwalają na stworzenie empirycznych reguł pozwalających na oszacowanie wielkości przerwy energetycznej.

Szereg spektrochemiczny stanowi listę ligandów ułożoną wedle wrastającej energii rozszczepienia

I? < Br? < S2? < SCN? < Cl? < NO3? < N3? < F? < OH? < C2O42? < H2O < NCS? < CH3CN < py < NH3 < en < 2,2'-bipirydyna < phen < NO2? < PPh3 < CN? < CO

Stan utlenienia metalu także ma wpływ na wartość Δ. Wyższy stopień utlenienia danego metalu jest skorelowany z większą wartością przerwy energetycznej.

Energia stabilizacyjna pola krystalicznego (ESPK) wynika ze stabilizacji wywołanej umieszczeniem kationu metalu przejściowego w polu krystalicznym generowanym przez określony zbiór ligandów. Ponieważ orbitale atomowe d nie są zdegenerowane w polu ligandów to niektóre poziomy energetyczne są bardziej stabilne niż gdyby znajdowały się w hipotetycznym, barocentrycznym polu ligandów o symetrii kulistej gdzie wszystkie orbitale mają taką samą energię.

39. Rozszczepienie orbitali typu d w kompleksie o symetrii.

Orbitale typu d:

Orbitale : 5 typów : „d : xy,yz,xz” znajdują się pomiędzy osiami, natomiast dwie pozostałe orbitale znajdują się na osiach.
Z orbitalami typu d łączy się tzw. teoria pola krystalicznego : tłumaczy tworzenie się kompleksów z oddziaływaniami elektrostatycznymi pomiędzy elektronami znajdującymi się na podpowłokach typu d atomu (jonu) centralnymi a elektronami liganda.

Energia wzrasta jednocześnie dla wszystkich,następnie dochodzi do rozszczepienia : energia wzrasta : d z ² , d x ² - y ², natomiast na pozostałych dochodzi do spadku energii.

Ligandy znajdują się na osiach, zbliżają się do atomu centralnego-rośnie energia orbitali,
jeżeli są już wystarczająco blisko oddziaływanie nie jest takie samo, większe jest na orbitalach osi, natomiast nieznacznie mniejsza energia pomiędzy osiami.

Kompleks o strukturze tetraedru:ligandy przybliżają się między osiami, energia na osiach nieznacznie maleje a tych pomiędzy osiami rośnie.

Silne ligandy -silne rozszczepienie, natomiast słabe ligadny- słabe rozszczepienie.

Rozszczepieni z oktaedrze jest większe niż w tetraedrze.

Szereg spekrochemiczny ligandów:

I^- < Br^- < SCN ^- ~ Cl ^-< F ^-< OH^- ~ ONO^- < C2O4 ^2-< H2O < NCS ^-< EDTA ^4-< NH3 < bipy < phen < CN^- ~ CO




Wpływ na wielkość rozszczepienia :
a) ładunek jonu metalu :
-wzrost ładunku powoduję silniejsze przyciąganie ligandu przez ten jon
- zmiana ładunku z +2 do +3 powoduję zmianę energii o ok 50 %
b)symetria pola
c)rodzaj ligandów:
ligandy można ustawić w szereg spektrochemiczny (wg rosnącego jego efektu pola)
d) struktura elektronowa metalu

40. Czynniki wpływające na rozszczepienie orbitali typu d.

1. ładunek jonu metalu:
   wzrost ładunku jonu metalu powoduje silniejsze przyciąganie ligandów przez ten jon, zmiana ładunku z +2 na +3 powoduje zmianę energii o 50%

2. symetria pola (konfiguracja przestrzenna ligandów wokół jonu metalu)

3. rodzaj ligandów: ligandy można „ustawić'' w szereg spektrochemiczny wg rosnącego efektu pola

4. struktura elektronowa metalu

41. Stala tworzenia kompleksu

M+L-> ML^n+

K=[ML^n+]\[M^n+][L]

Makrostałe-stałe następcze:

*protonowania

*dysocjacji

*tworzenia kompleksu

Całkowite stałe tworzenia B(kumulatywne).

Następcze stałe trwałości:

M+L->ML

K1=[ML]\[M][L] [ML]=K1[M][L]

ML+L->ML2

K2=[ML2]\[ML][L] [ML2]=K1K2[M][L]²

MLn-1 +L<-> MLn

Kn=[MLn]\[MLn-1][L]

K1>K2>K3

Całkowite stałe trwałości kumulatywne:

M+L->ML

B1=[ML]\[M][L]=K1

M+2L->ML2

B2=[ML2]\[M][L]²=K1K2

M+nL->MLn

Bn=[MLn]\[M][L]^n=K1K2*....*Kn

Opisują przyłączanie kilku ligandów na raz.

42. Atom - podstawowy składnik materii. Składa się z małego dodatnio naładowanego jądra o dużej gęstości i otaczającej go chmury elektronowej o ujemnym ładunku elektrycznym. Atomy mają rozmiary rzędu 10⁻¹⁰ m i masę rzędu 10⁻²⁶ kg. Można je obserwować jedynie przy użyciu specjalnych urządzeń, takich jak skaningowy mikroskop tunelowy. Jądro atomowe zbudowane jest z nukleonów: protonów o dodatnim ładunku elHYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Ładunek_elektryczny"ektrycznym i elektrycznie obojętnych neutronów. Chmurę elektronową tworzą elektrony związane z jądrem przez oddziaływanie elektromagnetyczne. To samo oddziaływanie pozwala atomom łączyć się w cząsteczki. Atom jest elektrycznie obojętny, gdy liczba elektronów jest równa liczbie protonów. W przeciwnym przypadku ma ładunek i nazywany jest jonem. Główne właściwości chemiczne atomów określa liczba protonów w jądrze (liczba atomowa), gdyż determinuje ona strukturę chmury elektronowej oraz liczbę elektronów koniecznych do tego, aby atom był elektrycznie obojętny. Elektrony związane w atomach rozłożone są na powłokach, między którymi mogą przechodzić emitując bądź absorbując fotony o określonej energii. Struktura chmury elektronowej wpływa na chemiczne właściwości atomów i większość ich właściwości magnetycznych. Zbiory atomów o tej samej liczbie atomowej stanowią pierwiastki chemiczne. Atomy mające tę samą liczbę protonów, ale różniące się liczbą neutronów w jądrze to izotopy^{HYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Atom#cite_note-leigh1990-6"[5]}. Suma protonów i neutronów w jądrze atomu określana jest jako liczba masowa.

Elektron jest najmniej masywną z trzech cząstek, z masą 9,11×10⁻³¹ kg. Posiada ujemny ładunek i rozmiary zbyt małe, aby dało się je określić przy użyciu współczesnych metod. Protony posiadają dodatni ładunek i masę około 1836 razy większą od elektronów: 1,6726×10⁻²⁷ kg. Neutrony nie posiadają ładunku elektrycznego i są około 1839 razy cięższe od elektronu, z masą 1,6929×10⁻²⁷ kg. Masa protonów i neutronów wewnątrz jądra jest pomniejszona o energię wiązania. Neutrony i protony mają podobne średnice, rzędu 2,5×10⁻¹⁵ m. Według Modelu Standardowego protony i neutrony są zbudowane z kwarków. Kwarki stanowią jedną z podstawowych grup cząstek tworzących materię (drugą są leptony, których przykładem jest elektron). Istnieje sześć typów kwarków, każdy posiadający ułamkowy ładunek elektryczny wynoszący albo +2/3 albo −1/3. Nukleony są związane ze sobą przez siły jądrowe, będące resztkowym przejawem oddziaływania silnego. Na odległościach mniejszych niż 2,5 fm te siły są wielokrotnie silniejsze od odpychania elektrostatycznego pomiędzy dodatnio naładowanymi protonami.

Atomy tego samego pierwiastka mają tę samą liczbę protonów, nazywaną liczbą atomową. Liczba neutronów może być różna, w zależności od izotopu tego pierwiastka. Łączna liczba protonów i neutronów określana jest jako liczbHYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Liczba_masowa"a masowa. Stabilność jądra zależy od liczby protonów, jak i neutronów w jądrze. Jądra niestabilne ulegają rozpadowi promieniotwórczemu.

Elektrony w atomie są przyciągane siłami elektrycznymi przez protony w jądrze. To oddziaływanie tworzy studnię potencjału wokół jądra, uwolnienie z której wymaga dostarczenia elektronom energii z zewnątrz. Im bliżej jądra znajduje się elektron, tym silniej jest przyciągany i wzrasta energia konieczna do jego oderwania od atomu. Zgodnie z mechaniką kwantową, elektrony (tak jak wszystkie cząstki) są jednocześnie cząstkami i falami. Każdy elektron można opisać funkcją matematyczną określającą prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym obszarze. Dla elektronu w studni potencjału, funkcja ta jest funkcją fali stojącej i jest nazywana orbitalem^{HYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Atom#cite_note-67"[66]}. Zbiór orbitali posiadających podobny poziom energetyczny nazywany jest powłoką elektronową, a łącznie wszystkie powłoki − chmurą elektronową. Istnieje określony, niewielki zbiór stabilnych orbitali wokół jądra a wszystkie pozostałe, które są teoretycznie możliwe, szybko rozpadałyby się na orbitale z tego zbioru^[67]. Te stabilne orbitale różnią się między sobą kształtami oraz wielkością i orientacją obszaru, który określają^[68].

ZWIAZEK CHEMICZNY:

Związek chemiczny, połączenie wiązaniem chemicznym co najmniej dwóch atomów pierwiastków chemicznych, jest substancją jednorodną posiadającą własne, charakterystyczne właściwości fizyczne i chemiczne, różne od właściwości substancji z których powstał. Większość związków chemicznych jest mieszaniną cząsteczek zbudowanych z różnych odmian izotopowych pierwiastków tworzących te związki. Tradycyjnie dzieli się je na związki organiczne i nieorganiczne. Podstawową jednostką związku chemicznego jest cząsteczka. Cząsteczki powstają i rozpadają się w wyniku tworzenia i zrywania wiązań chemicznych między atomami. Procesy tworzenia i zrywania wiązań nazywa się reakcjami chemicznHYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Reakcja_chemiczna"ymi.

Związki chemiczne zapisuje się w formie wzorów chemicznych, w których podaje się liczbę i rodzaj atomów tworzących je cząsteczek. Wzory sumaryczne uwzględniają tylko sumaryczną liczbę atomów występujących w jednej cząsteczce określonego związku chemicznego, zaś wzór strukturalny zawiera też informację o sposobie połączenia tych atomów wiązaniami chemicznymi.

Istnieje wiele podziałów związków chemicznych. Najbardziej podstawowy wywodzi się z faktu, czy związek chemiczny spełnia prawo stałości składu, czy też nie:

• bertolidy - to związki nie spełniające tego prawa - czyli posiadające zmienny skład pierwiastkowy, co oznacza w praktyce, że składają się nań cząsteczki o różnych proporcjach atomów różnych pierwiastków - przykłady to tlenek żelazaHYPERLINK "http://pl.wikipedia.org/wiki/Tlenek_żelaza(II)"(II) i liczne polimery syntetyczne

• daltonidy - to związki spełniające prawo stałości składu - składają się one z jednego rodzaju cząsteczek

PIERWIASTEK CHEMICZNY:

Pierwiastek chemiczny, substancja prosta stanowiąca zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej. Atomy danego pierwiastka chemicznego mogą się różnić liczbą neutronów, a zatem i masą jądra. Atomy takie nazywamy izotopami danego pierwiastka. Niektóre pierwiastki chemiczne tworzą odmiany alotropowe (alotropia). Pierwiastki chemiczne najogólniej dzielimy na metale, niemetale i półmetale (obecnie nazwa półmetale nie jest zalecana). Większość z nich występuje we Wszechświecie w związkach chemicznych lub w postaci mieszaniny izotopów. Obecnie znanych jest 115 pierwiastków odpowiadających liczbom atomowym od 1 do 118.

NUKLID:

Nuklid - w fizyce jądrowej, jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów (protonów i neutronów). Nuklidy można podzielić na kilka grup:

• Nuklidy posiadające tę samą liczbę protonów, a różniące się liczbą neutronów (ta sama liczba atomowa i różne liczby masowe) to izotopy. Również atomy z takimi nuklidami (jako jądra) nazywa się izotopami danego pierwiastka.

• Nuklidy o tej samej liczbie neutronów to izotony.

• Nuklidy o równej liczbie masowej (tej samej liczbie nukleonów w jądrze), lecz różniące się ładunkiem (liczbą atomową), to izobary.

• Nuklidy o identycznych liczbach masowych i ładunkach, ale różniące się stanem kwantowym nazywane są izomerami jądrowymi.

43. . Budowa atomu. Liczby kwantowe.

Atom- najmniejsza część pierwiastka, podstawowa cząstka materii. Jest tworem złożonych o skomplikowanej strukturze, zachowującym swoją indywidualność.


Historia atomu:
- koncepcja Johna Daltona- XIX w.- uznawany za twórcę współczesnej teorii atomów. Postulował, że każdy pierwiastek składa się z atomów jednego, unikalnego typu i że te atomy mogą się łączyć, tworząc związki chemiczne.

- J.J. Thomson w XIXw. stworzył pierwszy model struktury atomu (zwanym „ciastem z rodzynkami”) , w którym ujemnie naładowane elektrony unoszą się w jednorodnej, dodatnio naładowanej kuli.
Prowadził badania nad zachowaniem się promieni katodowych w polu magnetycznym i elektrycznym i wyznaczył stosunek ładunku elektrycznego lektronu e do jego masy m:


C/kg

- w 1911 r. model Thomsona został obalony przez Ernesta Rutherforda, który stworzył nowy model atomu.
Budowa przypomina układ planetarny- w centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro, skupiające praktycznie całą masę, zbudowane z protonów. Dookoła jądra krążą ujemne elektrony, przyciągane działaniem sił elektrostatycznych. Elektrony zobojętniają ładunek dodatni zlokalizowany w jądrze.
Elektrony znajdujące się najdalej od jądra decydują o właściwościach optycznych, magnetycznych u chemicznych atomu.
Atom w normalnym stanie jest elektrycznie obojętny, tzn:




- w 1913 r. Niels Bohr na podstawie założeń Rutherforda stworzył nowy model, znany później jako model atomu Bohra, w którym uwzględnione zostały efekty kwantowe.

X- pierwiastek
A- liczba masowa- liczba nukleonów (protonów i neutronów) w jądrze
Z- liczba atomowa- wg Bielańskiego: wielkość, która decydując o liczbie elektronów(niezjonizowanego atomu) zawartych w atomie, decyduje o jego właściwościach chemicznych, a więc o tym, z jakim pierwiastkiem mamy do czynienia; wg mnie i Wikipedii: określa ilość protonów w jądrze.

Jądro atomowe:
Centralna część atomu zbudowana z jednego lub więcej protonów i neutronów, zwanych nukleonami. Jądro stanowi niewielką część objętości całego atomu, jednak to w jądrze skupiona jest prawie cała masa.
Protony(+)- określają ładunek elektryczny jądra.
Nukleony(0)- determinują jego właściwości.
Między dodatnio naładowanymi protonami występuje odpychanie elektryczne, którego efekty są równoważone przez oddziaływanie silne między nukleonami.

Elektrony:
Ładunek e = −1,602 176 487 ·
C
Masa spoczynkowa m ≈9,10938 ·
kg.
Są rozmieszczone na powłokach (K,L,M itp.), na ostatniej są elektrony walencyjne, które decydują o właściwościach pierwiastka.
Tworzą chmury elektronowe, rozmieszczone na orbitalach, każdy elektron ma ściśle określony stan energetyczny, który opisuje się liczbami kwantowymi:

1) główna liczba kwantowa n=1,2,3…
-opisuję energię elektronu, oznacza numer powłoki (nr okresu)
-stany kwantowe o tej samej wartości głównej liczby kwantowej tworzą powłokę elektronową, zwaną poziomem energetycznym.
-
= maksymalna l. elektronów na powłoce
n=1, dla powłoki K
n= 2, dla powłoki L
n=3, dla powłoki M
-wraz ze wzrostem n rośnie energia
-tworzy powłokę- zbiór stanów kwantowych

2)poboczna liczba kwantowa l= 0,1,2….n-1
-kwantuje moment pędu
-rozróżnia stany energetyczne-orbitale (s, p, d, f)
l= 0, dla stanu s
l=1, dla stanu p
l=2, dla stanu d
l=3, dla stanu f
-tworzy podpowłokę

3)magnetyczna liczba kwantowa m= -l, 0, l (gdzie l-poboczna liczba kwantowa)
-określa liczbę orbitali danego typu

4) magnetyczna spinowa liczba kwantowa

-przyjmuje wartości
, gdzie
lub

n	1	2	3	4
l	0	0 1	0 1 2	0 1 2 3
orbital	s	s p	s p d	s p d f
m	0	0 -1 0 1	0 -1 -2 0 -1 1 0 1 2	0 -1 -2 -3 0 -1 -2 0 -1 1 0 2 1 2 3

Powpowłoka s:
-symetria kulista
-w podpowłoce tylko jeden orbital typu s, dla l=0
-prawdopodobieństwo znalezienia elektronu typu s jest jednakowe we wszystkich kierunkach

Podpowłoka p:
-symetria obrotowa
-3 orbitale p : px, py, pz
-różnią się orientacją w przestrzeni

Powpowłoka d:
-5 orbitali: dxy, dxz, dyz,
, d

44. . Zakaz Pauliego. Reguła Hunda.

Powyższe reguły opisują według jakich zasad przypisywane są elektronom orbitale.

Zakaz Pauliego mówi o tym, że w atomie nie mogą występować elektrony, które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą kwantową, czyli jeden orbital o liczbach kwantowych n, l oraz m może opisywać zachowanie się co najwyżej dwóch elektronów różniących się spinową liczbą kwantową ms, która przyjmuje tylko dwie wartości +1/2 lub -1/2.

Reguła Hunda mówi o tym, że orbitale zdegenerowane, a więc orbitale o takiej samej energii, przyporządkowywane są kolejno elektronom w taki sposób, by liczba niesparowanych elektronów w stanie podstawowym atomu była możliwie największa.

Schemat dla orbitali p: poprawny

poprawny

niepoprawny

niepoprawny

45. . Jakie wspólne cechy mają atomy .............? Czym atomy te różnią się?

Cechy atomów:

- metal/niemetal

- promień atomowy, ilość powłok

- ilość elektronów walencyjnych

- struktura elektronowa (w którym z bloków s, p, d, f leży każdy z pierwiastków)

- energia jonizacji (rośnie w grupach, maleje w okresach)

- reaktywność

Zmiany w obrębie grupy:

Rośnie: liczba atomowa, masa atomowa, charakter metaliczny, aktywność chemiczna metali;

Maleje: charakter niemetaliczny, aktywność chemiczna niemetali, elektroujemność;

Zmiany w obrębie okresu:

Rośnie: liczba atomowa, średnia masa atomowa, ilość elektronów walencyjnych, elektroujemność, aktywność niemetali;

Maleje: promień atomowy, aktywność metali;

46. Ustal liczbę protonów, neutronów i elektronów w atomie: ..... Joanna Kowalska

Atom, którego jądro zawiera określoną liczbę protonów i neutronów nazywamy nuklidem. Opisany za pomocą liczb jądrowych: liczby atomowej Z i liczby masowej A.

Neutrony: = A-Z
Protony: = Z
Elektrony: = Z

X - symbol pierwiastka
A- oznacza liczbę masową równą sumie liczb protonów i neutronów w jądrze. (n + p)
Z- oznacza liczbę atomową równą liczbie protonów w jądrze. (p , e)

Kationy: X ²⁺

Neutrony: = A-Z
Protony: = Z
Elektrony: = Z -2

Aniony: X ^2-

Neutrony: = A-Z
Protony: = Z
Elektrony: = Z + 2

Przykład: ₁₁²³Na
Protony: = 11
Neutrony: = 12 ( A-Z = 23-11)
Elektrony: 11

Przykład Na⁺
Protony: = 11
Neutrony: = 12 ( A-Z = 23-11)
Elektrony: 11 -1 = 10 ( w anionach dodajemy )

47. Czy następujące pierwiastki: ... utworzą prawdopodobnie kation czy anion? Uzasadnij swoją odpowiedź w kilku zdaniach. Napisz wzory przykładowych związków.

Aniony utworzą pierwiastki wykazujące tendencję do przyjmowania elektronów w celu uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej (całkowitego zapełnienia powłoki walencyjnej). Charakteryzują się one: - dużą elektroujemnością ( zdolnością atomów pierwiastka do przyciągania ku sobie elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego), -wysoką wartością energii jonizacji (energii potrzebnej do oderwania elektronu od obojętnego atomu, która odzwierciedla energię orbitalu, z którego usuwany jest elektron oraz zależy od głównej liczby kwantowej i efektywnego ładunku jądra), -dużym powinowactwem elektronowym (jest to ilość energii wydzielana wskutek przyłączenia elektronu do obojętnego atomu), - właściwościami niemetalicznymi, -leżą po prawej stronie układu okresowego.

Kationy utworzą te pierwiastki, dla których korzystniejsze energetycznie będzie oddanie elektronów w celu uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej. Pierwiastki te są: - elektrododatnie, -charakteryzują się niską wartością energii jonizacji (atom + Ej→ kation + elektron) -wykazują małe powinowactwo elektronowe, -mają właściwości metaliczne, -leżą po lewej stronie układu okresowego.

Elektroujemność, energia jonizacji i powinowactwo elektronowe rosną w okresach na prawo i maleją w grupach w dół. Pierwiastki o największej elektroujemności, takie jak fluor, tlen, azot, chlor znajdują się w prawym górnym rogu układu okresowego. Pierwiastki o najmniejszych elektroujemnościach: frans, cez, rubid, bar zajmują lewy dolny róg.

Przykładowe związki: jeżeli w zadaniu mamy Na, to przykładowym związkiem może być NaCl.

48. . Pierwiastki tej samej grupy układu okresowego tworzą związki o podobnych wzorach.

Pierwiastki grupy głównej („E”) w trzecim okresie tworzą cząsteczkowy związek ... i

jonowy ...... Do której grupy należą. Napisz nazwę i symbol pierwiastka „E”

Wiązanie jonowe

tworzy się między atomami 2 różnych pierwiastków

1. bardzo różniących się elektroujemnością (różnica większa niż 1,7)

2. skrajnie odległych w układzie okresowym:

tzn. między atomami litowców i berylowców a atomami fluorowców oraz tlenu i siarki.

Przyjmuje się, że wiązanie jonowe występuje we wszystkich solach.

Polega na tym, że atom pierwiastka elektrododatniego (np. Na) łatwo tworzy jon dodatni pozbywając się swego elektronu s¹ (Na⁺) z powłoki walencyjnej, natomiast atom pierwiastka elektroujemnego (np. Cl) chętnie przyłącza ten elektron tworząc jon ujemny (Cl^-).

Obydwa nowopowstałe jony łączą się już teraz tylko na zasadzie przyciągania elektrostatycznego ładunków różnoimiennych.

Wiązania kowalencyjne

powstają wtedy kiedy dwa atomy mające niesparowane elektrony stworzą z tych elektronów wspólną parę elektronową. Atomy tworzące wiązanie kowalencyjne muszą mieć podobną lub taką samą elektroujemność ( różnica od 0 do 0,4)

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

powstaje gdy dwa atomy mające niesparowane elektrony stworzą z tych elektronów wspólną parę elektronową, Atomy tworzące wiązanie musza różnić się elektroujemnością ( różnica powyżej 0,4 ale mniejsza niż 1,7)

Zarówno związki jonowe jak i kowalencyjne tworzą pierwiastki:

Glin Al

np.

Związek jonowy: Al₂O₃

Związek kowalencyjny: AlCl_{3 ,} Al₂S₃

Chlor Cl

np.

związek jonowy: NaCl, MgCl₂

związek kowalencyjny: HCl,

Siarka S

np.

związek jonowy: Cs2S

związek kowalencyjny: PbS

---