Ściąga, do Szkoły, matura, praca mgr i podyplom., encyklopedie, ściągi, Odwodnienia

1. Czym rózni sie opis materii na poziomie makroskopowym i na poziomie mikroskopowym?

OPIS MAKROSKOPOWY

Materia jest „ciagła”. Prostymi metodami fizycznymi można ją dzielić na dowolnie małe cześci.

Cechy charakterystyczne : stan skupienia, masa, objetość, gęstość, przewodnictwo cieplne,elektryczne; lepkość, kolor, zdolnosc do pzremian fizycznych i chemicznych, wytrzymałość mechaniczna

OPIS MIKROSKOPOWY

Materia nie jest „ciągła”. Składa sie z atomów (jednostek materii) pomiedzy atomami jest próżnia

2. Jakie znamy rodzaje promianiowania jądrowego, jak możemy je scharakteryzować?

Atomy niektórych pierwiastków samoistnie wyrzucają z siebie jakieś cząstki, które w rózny sposób zachpwują się w polu elektrycznym i magnatycznym , takie promianiowanie nazywamy JĄDROWYM.

α- strumień jąder helu 42 He, cechuje się małą przenikliwością

β -strumie elektronów lub pozytronów, silnie pochłaniany przez materię, jest zatrzymywany przez aluminiową blachę

γ- promieniowanie o energii kwantu większej niż 10 keV , jest silnie przenikliwe , pochłaniane przez ołów

3. Jakie sa podstawowe składniki materii, w jaki sposób dzielimy cząstki elementarne?

BOZONY(mezony, nośniki oddziaływań) - spin całkowity

FERMIONY ( leptony, bariony) - spin połówkowy

4. Jak przebiega rozpad swobodnego nautronu?

Neutron w stanie wolnym jest nietrwały, rozpada sie wg. schematu:

10n→11p + 0-1e + ~v

Neuton zbudowany jest z 2 kwadków dolnych d i jednego górnego u

5. Na czym polegał eksperyment z czastkami alfa i folia ze złota? Jakie wnioski mozna wyciagnac z tego eksperymentu? ( eksperyment Rutherforda)

Eksperyment polegał na skierowaniu zródła czastek alfa na złota folię. Jedna na 8000 czastek alfa została odbita pod dużym katem.

WNISEK: w atomach obecne sa jądra, w kórych jest skupiona prawie cała amsa atomu , poza tym atom jest „pusty”

6. Jak jest rola protonów i neutronów w jądrze atomowym? Jakie są warunki trwałości jądra atomowego?

Protony oraz neutrony tworzą jądro atomowe. W nim skupiona jest praktycznie cała masa atomu. Gdy w jądrze są przynajmniej dwa protony do stabilności potrzebny jest przynajmniej jeden neutron. Neutrony w jądrze zapewniają jego stabilność. Najbardziej stabilnymi są jądra o zbliżonej liczbie protonów i neutronów.

7. Jakie są skutki wypromieniowania określonego rodzaju promieniowania jądrowego dla jądra atomowego, które je wypromieniowało?

Skutkiem jest, w przypadku różnych promieniowań: emisja pozytonu, elektronu, jądra helu, protonu bądź neutronu, emisja promieniowania gamma (pozbycie się nadmiaru energii), jak również zmiana liczby protonów w jądrze atomu.

8. Jakie są na poziomie atomowym skutki oddziaływania promieniowania jądrowego z materią?

W zależności od typu i własności promieniowania, czyli jego energii, zasięgu, ładunku, materia, którą owo promieniowanie napotyka na swej drodze, reaguje inaczej. Na podstawie opisanych w rozdziale 3 typów promieniowania, najogólniej można podzielić promieniowanie jonizujące na dwie kategorie. Do pierwszej z nich należy promieniowanie, w którym nośnikiem energii są ciężkie cząstki naładowane lub prędkie elektrony. Cząstki te poprzez swój ładunek elektryczny, bezpośrednio siłą coulombowską, oddziałują w sposób ciągły z elektronami obecnymi w środowisku, przez które przechodzą.

Do drugiej kategorii zalicza się promieniowanie γ, X oraz neutrony, które nie podlegają siłom coulombowskim, ponieważ nie mają ładunku elektrycznego. W tych przypadkach musi najpierw zajść oddziaływanie (często angażujące jądra atomów środowiska), w którym całkowita lub częściowa energia przekazana jest wtórnej cząstce naładowanej. Jeżeli to pierwotne oddziaływanie nie zajdzie wewnątrz określonego obszaru materii, promieniowanie tej kategorii może przeniknąć, nie pozostawiając żadnego śladu. W przypadku obu rodzajów promieniowania w efekcie końcowym całkowita lub częściowa energia przekazana jest bezpośrednio lub za pośrednictwem cząstki wtórnej elektronom środowiska. Elektrony atomów absorbujących promieniowanie mogą być przenoszone na wyższe poziomy energetyczne, co oznacza wzbudzenie atomu lub mogą być z nich całkowicie usunięte, co odpowiada jonizacji. Zwykle mamy do czynienia z sytuacją, w której absorbowana energia wystarcza do jonizacji wielu atomów

9. W jaki sposób jądro atomowe może zmniejszyć stosunek liczby protonów do liczby neutronów?

Poprzez rozpad alfa, beta - i pochłonięcie promieniowania neutronowego

10. W jaki sposób powstają sztuczne źródła promieniotwórcze?

1. Aparaturę rentgenowską lub inną, lecz wytwarzającą promie-niowanie jonizujące na podobnej zasadzie. W aparaturze tego typu promieniowanie rentgenowskie jest wytwarzane przez ha-mowanie na metalowych elektrodach lub szklanych ekranach strumienia elektronów rozpędzanych uprzednio w silnym polu elektrycznym, zazwyczaj w odpowiedniej komorze próżniowej. Aparatura tego typu to przede wszystkim lampy rentgenowskie, a także kineskopy telewizyjne, prostowniki próżniowe, beta-trony, akceleratory itp.
2. Izotopy promieniotwórcze. Izotopami nazywane są atomy pier-wiastków, które mają tę samą liczbę protonów w jądrze atomu, a różną liczbę neutronów. Izotopy tego samego pierwiastka mają te same właściwości chemiczne, różnią się jedynie masą atomową.

11. Jak powstaje i czym się charakteryzuje reakcja łańcuchowa?

Reakcja łańcuchowa to ciąg szeregów przebiegających samorzutnie po ich zainicjowaniu. Będzie ona zachodziła po zbombardowaniu neutronami jądra 235U. Podczas tego procesu wydzielane są nowe neutrony zdolne do rozszczepiania kolejnych jąder. Reakcja ta przebiega bardzo szybko i podczas jej trwania wydzielane są duże ilości energii.

12. Jak ilościowo opisujemy szybkość rozpadu promieniotwórczego? Jakie parametry są z nim związane?

Szybkość rozpadu promieniotwórczego jest określona równaniem różniczkowym, którego rozwiązaniem jest funkcja N(t). dN/dt=kN(t), gdzie k jest stałą rozpadu. Po rozdzieleniu zmiennych otrzymujemy: dN/N=kdt. Po obliczeniu całki oznaczonej w granicach od N0 w czasie t=0 do N po czasie t otrzymamy: N= N0e-kt co daje nam t=1/k*ln(N0/N). Gdy N=N0/2 mamy wzór na czas połowicznego rozpadu: t1/2=1/k*ln(2N0 /N0).

13. Jak jest zdefiniowana i skąd pochodzi energia wiązania nukleonów w jądrze atomowym.

Energia wiązania jest to energia potrzebna do rozdzielnia jadra atomowego na protony i neutrony. Im większa energia tym trwalsze jądro. Suma mas wszystkich nukleonów w jądrze jest większa niż masa całego jądra utworzonego z tych nukleonów. Różnicę między tymi masami nazywamy deficytem masy i oznaczamy delta m. Ta brakująca masa jest równa energii wiązania nukleonów zgodnie ze wzorem Einsteina: delta E = delta m*c2.

14.Oblicz energię wydzielającą się przy powstawaniu 10 jąder atomowych berylu:

mBe=9.012182u

mp=1,007825u

Mn=1,008665u

1u=931,494MeV

Zatem energia wiązania dla 1 jadra wynosi:

0,062443*931,494=58,16MeV

A dla 10 jader: 10*58,16=581,6MeV

15.Co to są i jakie znamy szeregi promieniotwórcze:

Szereg promieniotwórczy - szereg nuklidów promieniotwórczych przekształcających się kolejno jedne w drugie na drodze rozpadów promieniotwórczych. Kolejne produkty rozpadów promieniotwórczych tworzą szereg, który rozpoczyna się izotopem promieniotwórczym o długim okresie półtrwania, a kończy izotopem trwałym (niepromieniotwórczym).

Rodzaje:

1.uranowo-radowy

2.uranowo-aktynowy

3.szereg torowy

4.szereg neptunowy

16.Opisać przebieg poszczególnych zmian w szeregu uranowo-radowym (uranowo-aktynowym , torowym, neptunowym)

SZEREG URANOWO-RADOWY:

Szereg rozpoczyna się izotopem uranu 238U o okresie półtrwania wynoszącym 4,5 miliarda lat, a kończy na stabilnym ołowiu 206Pb. Szereg opisuje wzór 4n + 2 i należy do niego 16 nuklidów, między innymi: 238U, 234U, 226Ra, 222Rn, 210Po, 210Pb.

nuklid

typ rozpadu

czas połowicznego rozpadu

uwolniona energia, MeV

produkt rozpadu

U 238

4,51•109 lat

4,270

Th 234

β-

24.10 d

0,273

Pa 234

β-

1,18 min

2,197

U 234

2,44∙105 lat

4.859

Th 230

7,50∙104 lat

4,770

Ra 226

1599 lat

4,871

Rn 222

3,823 d

5,590

Po 218

3,05 min

6,88

Pb 214

β-

26,8 min

1,024

Bi 214

β- 99,98%
α 0,02%

19,7 min

3,272
5,617

Po 214
Tl 210

Po 214

0,162 ms

7,883

Pb 210

Tl 210

β-

1,32 min

5,484

Pb 210

β-

22,3 lat

0,064

Bi 210

β- 99,99987%
α 0,00013%

5,0 d

1,426
5,982

Po 210
Tl 206

Po 210

138,375 d

5,407

Pb 206

Trwały

SZEREG URANOWO-AKTYNOWY:

Szereg rozpoczyna się izotopem uranu 235U o okresie półtrwania wynoszącym 700 milionów lat a kończy na stabilnym ołowiu 207Pb. Szereg opisuje wzór 4n + 3 i należy do niego 14 nuklidów, między innymi: 235U, 231Pa, 223Ra.

nuklid

typ rozpadu

czas połowicznego rozpadu

uwolniona energia, MeV

produkt rozpadu

U 235

6,96•108 lat

4,678

Th 231

β-

25,64 h

0,391

Pa 231

32760 lat

5,150

Ac 227

β- 98,62%
α 1,38%

21,772 lata

0,045
5.042

Th 227
Fr 223

Th 227

18,72 d

6,147

Ra 223

Fr 223

β-

21,8 min

1,149

Ra 223

11,434 d

5,979

Rn 219

3,920 s

6,946

Po 215

α 99,99977%
β- 0,00023%

1,78 ms

7,527
0,715

Pb 211
At 215

Pb 211

β-

36,1 min

1,367

Bi 211

α 99,724%
β- 0,276%

2,15 min

6,751
0,575

Tl 207
Po 211

Po 211

510 ms

7,595

Pb 207

Tl 207

β-

4,79 min

1,418

Pb 207

Trwały

SZEREG TOROWY:

Szereg rozpoczyna się izotopem toru 232Th o okresie półtrwania wynoszącym 14 miliardów lat, a kończy stabilnym ołowiem 208Pb. Szereg jest opisanym wzorem 4n + 0, należy do niego 12 nuklidów, między innymi: 232Th, 228Th, 228Ra, 220Rn.

nuklid

typ rozpadu

czas połowicznego rozpadu

uwolniona energia, MeV

produkt rozpadu

Th 232

1,405•1010 lat

4,081

Ra 228

β-

5,75 lat

0,046

Ac 228

β-

6,13 h

2,124

Th 228

1,913 lat

5,520

Ra 224

3,64 d

5,789

Rn 220

54,5 s

6,404

Po 216

0,158 s

6,906

Pb 212

β-

10,64 h

0,570

Bi 212

β- 64,06%
α 35,94%

60,55 min

2,252
6,208

Po 212
Tl 208

Po 212

3∙10-7 s

8,955

Pb 208

Tl 208

β-

3,0 min

4,999

Pb 208

Trwały

SZEREG NEPTUNOWY:

Szereg rozpoczyna się izotopem neptunu 237Np o okresie półtrwania 2,1 miliona lat, a kończy na stabilnym bizmucie 209Bi. Szereg opisany jest wzorem 4n + 1 i należy do niego 13 nuklidów, między innymi: 237Np, 233U, 229Th.

Szereg neptunowy występuje jedynie w wyniku sztucznego otrzymywania (naświetlanie uranu strumieniem neutronów). Okres półtrwania neptunu jest około 2000 razy krótszy od wieku Ziemi przez co zostały jedynie niewykrywalne jego ilości. Obecnie w rudach uranowych występuje go ok. 1,8∙10-12% (2 atomy neptunu na bilion atomów uranu).

nuklid

typ rozpadu

czas połowicznego rozpadu

uwolniona energia, MeV

produkt rozpadu

Np 237

2,14•106 lat

4,959

Pa 233

β-

27,0 d

0,571

U 233

1,59•105 lat

4,909

Th 229

7340 lat

5,168

Ra 225

14,8 d

0,36

Ac 225

10 d

5,935

Fr 221

4,8 min

6,3

At 217

32,3 ms

7,0

Bi 213

β-
α

46 min

.
5,87

Po 213
Tl 209

Po 213

4,2∙10-6 s

Pb 209

Tl 209

β-

2,2 min

3,99

Pb 209

β-

3,25 h

0,644

Bi 209

quasi trwały*

*Izotop 209Bi, choć często opisywany jako trwały, ma okres połowicznego rozpadu 1,9·1019 lat, a produktem jego rozpadu α jest 205Tl. Tak długi okres rozpadu (setki milionów razy dłuższy od wieku wszechświata) pozwala traktować bizmut jako praktycznie trwały.

17. W jaki sposób przebiega synteza He w gwiazdach:

Reakcje termojądrowe w gwiazdach:

I.Cykl protonowy:

Cykl rozpoczyna fuzja dwóch protonów, która jest możliwa, gdy mają one dostatecznie dużą energię, by pokonać barierę kulombowską. Zbliżenie protonów jest możliwe także dzięki znanemu z mechaniki kwantowej efektowi tunelowemu, którego prawdopodobieństwo zajścia zależy od energii kinetycznej protonów i rośnie wraz z nią. Tempo przebiegu tej reakcji w temperaturze Słońca jest rzędu 109 lat. Z powodu powolności tej reakcji Słońce nadal świeci - w przeciwnym wypadku reakcje przebiegały by na tyle szybko, że wodór zostałby w gwieździe wyczerpany.

Do wytworzenia jąder helu z czterech jąder wodoru może dojść w wyniku różnych reakcji jądrowych. Stosuje się podział na trzy zazębiające się cykle: ppI, ppII i ppIII.

1. Cykl ppI

Pierwsze zachodzące reakcje składają się na tzw. cykl ppI. W wyniku fuzji dwóch jąder wodoru 1H (dwóch protonów) powstaje jądro deuteru 2D, pozyton i neutrino elektronowe.

Pozyton natychmiast anihiluje z elektronem i zostają wypromieniowane dwa kwanty promieniowania gamma. Następnie jądro deuteru 2D łączy się z jądrem wodorem 1H tworząc jądro helu 3He. Dodatkowo zostaje wypromieniowany kwant promieniowania gamma.

Cykl ppI kończy reakcja fuzji dwóch jąder helu 3He w efekcie której powstają jądro helu 4He i dwa jądra wodoru 1H, Zachodzi on głównie w przedziale temperatur 107<T<1,4107K. W temperaturze T<107 K produkowane jest niewiele jąder helu.

2. Cykl ppII

W przedziale temperatur 1,4107<T<2,3107K dominuje cykl ppII. Po dwóch pierwszych reakcjach cyklu ppI dochodzi do syntezy helu 3He z helem 4He. Wytworzone zostaje jądro berylu 7Be i kwant promieniowania gamma.

Nietrwałe jądro berylu 7Be szybko wychwytuje elektron i tworzy się jądro litu 7Li i neutrino elektronowe.

Następnie w wyniku reakcji litu 7Li i jądra wodoru 1H powstają dwa jądra helu 4He.

3. Cykl ppIII

W temperaturze T>2,3107K, po pierwszej reakcji cyklu ppII może zamiast reakcji wychwytu elektronu przez jądro berylu zajść fuzja wodoru i berylu w wyniku której powstaje jądro boru 8B i kwant promieniowania gamma.

Jądro boru 8B szybko wychwytuje elektron i rozpada się na jądro berylu 8Be, pozyton i neutrino elektronowe. Wzbudzone jądro berylu 8Be rozpada się na dwa jądra helu 4He emitując energię 18,072 MeV.

Cykl ppIII nie jest istotnym źródłem energii w Słońcu, ale generuje on wysokoenergetyczne neutrina (do 14.06 MeV), z którymi związany był problem neutrin słonecznych.

4. Energia

W wyniku każdego z cyklów ppI, ppII, ppIII z czterech jąder wodoru powstaje jedno jądro helu i dwa neutrina. Energia uwalniana w tych reakcjach wynosi 26,74 MeV, ale neutrina unoszą jej część. W cyklu ppI neutrina unoszą 1,9% , w cyklu ppII 3,9% i w cyklu ppIII - 27,3% energii całkowitej.

II.Cykl węglowo-azotowo-tlenowy:

Cykl węglowo-azotowo-tlenowy (CNO) - cykl przemian jąder atomowych, których efektem jest przemiana wodoru w hel oraz powstawanie dużych ilości energii. Jest źródłem energii dla masywnych gwiazd, ponieważ może zachodzić tylko w bardzo dużych temperaturach (rzędu 20 milionów kelwinów).

W wyniku takiego cyklu reakcji następuje przemiana czterech protonów w jądro helu i uwolnienie energii: 41H → 4He + energia. Węgiel-12 działa tu tylko jako katalizator i nie ulega zużyciu, zatem nie potrzeba go w dużych ilościach. Powstaje on natomiast w wyniku oddziaływania ze sobą trzech jąder 4He, zwanych też cząstkami alfa. W gwieździe posiadającej dość zapasów wodoru oddziaływanie to występuje sporadycznie. Zaczyna jednak odgrywać coraz większą rolę, gdy cały wodór zostanie zużyty i gwiazda staje się tzw. czerwonym olbrzymem. To właśnie przemiana helu w węgiel jest wtedy głównym źródłem energii.

W cyklu CNO, raz na tysiąc reakcji, w wyniku połączenia azotu-15 z protonem, powstaje jądro tlenu-16 i foton (nie powstaje cząstka alfa). Ale nawet w tym przypadku po kilku przemianach otrzymujemy jądro helu, a azot powraca do cyklu.

Szczegółowy przebieg cyklu
Reakcja1)	Wydzielona energia2)
Reakcja1)		w MeV	w
12C + p → 13N + γ	1,944	14,4
13N → 13C + e+	2,22	16,5
13C + p → 14N	7,551	52
14N + p → 15O + γ	7,297	46,9
15O → 15N + e+	2,754	17,7
15N + p → 12C + 4He	4,966	30,1
raz na tysiąc reakcji zachodzi
15N + p → 16O + γ
16O + p → 17F + γ
17F → 17O + e+
17O + p → 14N + 4He

17A. Zdefiniuj pojecie amsy atomowej pierwiastka chemicznego?

MASA ATOMOWA PIERWIASTKA

Artmetyczba srednia ważona mas atomów nuklidów, gdzie wagami sa udziały masowe, wyrazonaw [u]

1u=1/12 masy atomu 12C = 1,66057*10-27

Opisz prawa Rydberga okreslające mozliwe długosci fal w widmie emijyjnym wodoru.?

Rydberg wykazał, że długości fal w liniach widma wodoru mozna wyrazić równaniem.

λ - długość fali emisyjnej

l-stała równa 2 (dla seri Balmera)

n- liczba całkowita ≥3

R- stała ryderga

R=1,09677*10-7 m-1

18. Czym róznią sie i od czego zaleza poszczególne serie widmowe w widmie promieniowania elektromagnetycznego wydzielanego przez atom wodoru?

Mamy pare serii widm emisyjnych wodoru. Różnice w nich wynikaja z róznych zakresów długosci fali swiatła ,w którym dane widmo ejst widzialne. Wywyłuje to rónice w wartości stałej l.

Seria Balmera -leży w swietle widzialnym, l=2

Seria Lymana- lezy w nadfiolecie, l=1

Seria Paschena - lezy w podczerwieni, l=3

Seria Bracketta - ley w podczerwieni, l=4

19. Wyznacz promień dla n-tej orbity Bohra, dla elektronu w atomie wodoru.

r=n2*(h/4*Π2*e2*m*k)

r=0,5292*n2*10-8 cm

r- promień orbity m

n-liczba porządkowa orbity

e- łądunek elektyczny elektronu 1,60217 * 10-19 C

m- masa elektronu 9,10938 *10-31 kg

k- stała oddziaływania elektrostatycznego w próżni

h- stała Plancka 6,62607 *10-34 J*s

20. Jak przebiegał i czego dowodził eksperyment Franck'a Hertz'a?

Eksperyment Franck'a Hertz'a.

Para rtęci jest przezroczysta, gdy elektrony mają niską energię.

Gdy elektrony osiągną energię minimalną 4,9eV (energia fotonu o dł. fali 254nm) to gaz zaczyna świecić.

Dowodzi to, że istnieją stany wzbudzone dla rtęci.

21. Scharakteryzuj model Bohra-Sommerfelda.

Orbity elektronów - okręgi i elipsy

elektrony poruszają się jedynie po niektórych, dozwolonych okręgach i elipsach

liczba poboczna kwantowa l (określa kształt, „spłaszczenie” orbity), przyjmuje wartości l=0,1,n-1

elektrony poruszające się po 2 orbitach o jednakowej liczbie n, ale posiadających różne kształty, różnią się nieco energiami

zbiór orbit o tym samym n - powłoka

n = 1 -> K

n = 2 -> L

n = 3 -> M

magnetyczna liczba kwantowa (ml) określa orientację (położenie w przestrzeni) orbit, przyjmuje wartości (2*l+1)

ml = -l , ... , -1 , 0 , 1 , .... , l

zbiór orbit o tych samych n i l - podpowłoka

l = 0 -> s

l = 1 -> p

l = 2 -> d

magnetyczna spinowa liczba kwantowa (ms), przyjmuje wartości: ½ i - ½

22. Jakie znaczenie ma zakaz Pauliego, gdy jest on zastosowany do elektronów w atomie?

W atomie nie może być dwóch elektronów w tym samym stanie, tzn. że w atomie nie może być 2 elektronów o takich samych 4 liczbach kwantowych (n, l, ml, ms)

23. Jak zakaz Pauliego wpływa na pojemność poszczególnych powłok i podpowłok elektronowych?

Maksymalna liczba elektronów dla podpowłok wynosi: s - 2, p - 6, d - 10, f - 14

Nr powłoki	Maksymalna ilość elektronów
1	2
2	8
3	18
4	32
5	50

24. Czym charakteryzuje się i jak opisujemy prostą falę sinusoidalną rozchodzącą się w ośrodku jednowymiarowym?

Fala sinusoidalna powstaje wówczas, gdy ośrodek jest pobudzany cyklicznie do drgań. Chwilowe wychylenie cząsteczki ośrodka uczestniczącej w ruchu falowym zależy zarówno od czasu, jak i położenia tej cząsteczki.

Parametrami charakterystycznymi fali są: prędkość rozprzestrzeniania się, u [m/s]; amplituda; A [wymiar - różnie]; długość fali [m]; częstotliwość drgań f, v [1/s]; okres drgań, T [s]; energia [J].

25. Opisz podstawowe zjawiska związane z rozchodzeniem się fali (lub fal) w ośrodku.

prostoliniowe rozchodzenie się fali w ośrodkach jednorodnych;

odbicie - po dojściu do granicy ośrodków fale zmieniają kierunek poruszając się nadal w tym samym ośrodku. Odbicie może dawać obraz lustrzany lub być rozmyte, zachowując tylko właściwości fali, ale nie dokładny obraz jej źródła;

załamanie - na granicy ośrodków fala przechodząc do ośrodka, w którym porusza się z inną prędkością, zmienia kierunek swego biegu. Zmiana prędkości powoduje zmianę długości fali, a częstotliwość pozostaje stała.

dyfrakcja - uginanie się fali na krawędziach, czego skutkiem jest zdolność do omijania przeszkód mniejszych niż długość fali, oraz powstawanie pasków dyfrakcyjnych po przejściu fali przez wąską szczelinę albo przeszkodę.

26. Jakie są falowe właściwości promieniowania elektromagnetycznego?

Promieniowanie elektromagnetyczne demonstruje swe właściwości falowe zachowując się jak każda fala, ulegając interferencji, dyfrakcji, spełnia prawo odbicia i załamania. W wyniku superpozycji fal elektromagnetycznych może powstać fala stojąca.

Jednak niektóre właściwości promieniowania elektromagnetycznego (szczególnie jego oddziaływanie z materią) zależą od długości fali (częstotliwości promieniowania) i dlatego dokonano podziału promieniowania elektromagnetycznego na zakresy ze względu na jego częstotliwość.

Właściwości:

Mogą uginać się przy przejściu przez przeszkodę;

Mogą oddziaływać ze sobą - wzmacniać się lub wygaszać;

Konieczne jest wprowadzenie pojęcia kwantu energii promieniowania elektromagnetycznego;

Określone zachowania promieniowania elektromagnetycznego każą nam myśleć o nim jak o strumieniu cząstek.

27. Co to jest kwant energii promieniowania elektromagnetycznego i jak go wyrażamy?

Kwant energii - jest to energia jednego fotonu padającego światła, absorbowana przez jeden fotoelektron katody. Promieniowanie elektromagnetyczne jest więc wysyłane i pochłaniane w określonych porcjach (kwantach) energii zależnych od częstości promieniowania, które obecnie nazywamy fotonami. Promieniowanie zachowuje się jak strumień cząstek.

Energia całkowita fotoelektronu jest równa: hv=Ek+W (gdzie W to praca przejścia potrzebna do uwolnienia fotoelektronu z metalu, a Ek to energia kinetyczna elektronu zmieniana na energię potencjalną w polu hamowania).

28. Na czym polega zjawisko fotoelektryczne (zewnętrzne) i jakie wnioski z niego wynikają?

Efekt fotoelektryczny - zjawisko fizyczne polegające na emisji elektronów z powierzchni przedmiotu (substancji) pod wpływem światła (zjawisko fotoelektryczne zwane również zjawiskiem fotoelektrycznym zewnętrznym dla odróżnienia od wewnętrznego).

Emitowane w zjawisku fotoelektrycznym elektrony nazywa się czasem fotoelektronami. Energia kinetyczna fotoelektronów nie zależy od natężenia światła a jedynie od jego częstotliwości.

Zjawisko to odkrył Hertz w 1887r.

29. Wyznacz energię kinetyczną elektronu wybitego z płytki potasowej, jeśli długość fali promieniowania wynosi 400nm, a praca wyjścia dla potasu wynosi 223kJ/mol. (h=6,62*10-34 J/s)

h=6,62*10-34 J/s

c=299792458 m/s

λ=400nm=400*10^-9m

W=223kj/mol=223000J/mol

223000J - 6,02214179*1023 cząst.

X - 1 cząst.

X=3,703001486*10-19 J

Ek=hν-W

Ek=(hc)/λ - X

Ek=1,258563694*10^-19 J (najprawdopodobniej w dżulach)

30. Na czym polega zjawisko Comptona, związane z przejściem promieniowania rentgenowskiego przez płytkę grafitową? Jakie wnioski z niego wynikają?

Zjawisko Comptona polega na rozpraszaniu promieniowania rentgenowskiego na swobodnych elektronach, w wyniku czego promieniowanie rozproszone ma większą długość fali niż promieniowanie padające.

Aby to zjawisko wyjaśnić, należy założyć, że miało miejsce sprężyste zderzenie dwóch poruszających się cząstek: fotonu i elektronu, podczas którego spełniona była zasada zachowania energii i pędu. W czasie zderzenia foton przekazuje część swojej energii i pędu elektronowi, stąd wzrost długości fali rozproszonego fotonu (zmiana długości fali promieniowania zależna od kąta rozpraszania).

Zjawisko Comptona stanowi potwierdzenie korpuskularnej natury promieniowania elektromagnetycznego.

31. Co dla opisu zachowania się elektronów w atomie oznacza zasada nieoznaczoności Heisenberga?

Nie można jednocześnie dokładnie zmierzyć dwóch sprzężonych ze sobą (komplementarnych) wielkości fizycznych, np. pewnej składowej położenia i odpowiadającej jej składowej pędu cząstki.

Δx - niepewność pomiaru współrzędnej położenia;

Δpx - niepewność pomiaru odpowiedniej składowej pędu.

h- stała Plancka

Z zasady nieoznaczoności wynika, że im dokładniej wyznaczy się jedną wielkość (np.

położenie lub energię), tym mniej dokładnie zostanie określona ta druga wielkość (odpowiednio: składowa pędu lub czas).

Zasada nieoznaczoności jest konsekwencją dualizmu korpuskularno-falowego i stosuje się ją do wszystkich obiektów, które wykazują dwoistą naturę.

Nie jest możliwe jednoczesne dokładne określenie położenia elektronu w atomie i jego pędu w danej chwili.

32. Czego dotyczy i jak zapisujemy hipotezę de Broglie'a?

Według de Broglie'a nie tylko fotonom, lecz wszystkim cząstkom można przypisać jednocześnie naturę korpuskularną i falową.

Przypuszczenie to zostało potwierdzone eksperymentalnie (np. dyfrakcja i interferencja elektronów, neutronów, atomów helu, cząsteczek wodoru).

Każdej poruszającej się cząstce może być zatem przypisywana odpowiednia fala materii, zwana falą de Broglie'a, której długość λ jest uzależniona od pędu p cząstki:

h - stała Plancka.

h= 6,02 ⋅ 10-34 J⋅s

33. W jaki sposób wyprowadzamy równanie Schrodingera z ogólnego równania ruchu falowego?

7-10 slajd z wykładu VI (chyba nie ma sensu żeby to wszystko tutaj przepisywać)

34. Jakie warunki musi spełnić funkcja falowa będąca rozwiązaniem r. Schrodinegra, aby mogła być wykorzystana do opisu zachowania się elektronu w atomie?

Funkcja Ѱ -musi być: ciągła i skończona. Jeśli x ∞ to Ѱ 0

Funkcja Ѱ -musi być znormalizowana: Ѱ2dv=1

35. W jaki sposób energia elektronu zależy od liczb kwantowych w przypadku atomu zawierający tylko jeden elektron?

Energia elektronu może przyjmować tylko wartości określone główną liczbą kwantową.

36.Co to są części radialne i kątowe funkcji falowych i jak je uzyskujemy?

Część radialna -pokazuje zależność prawdopodobieństwa napotkania elektronu w atomie w stanie podstawowym w funkcji odległości od jądra (prawdopodobieństwo napotkania elektronu w at. w zależności od długości promienia r). Czyli podaje prawdopodobieństwo napotkania elektronu w objętości zawartej pomiędzy powierzchnią kuli o promieniu r, a powierzchnią kuli o promieniu r+dr. Wykres części radialnej funkcji przedstawia tą funkcję jako funkcję promienia r.

Część kątowa- określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym kierunku w przestrzeni. Miarą tego prawdopodobieństwa jest odległość między początkiem układu współrzędnych i punktem przecięcia prostej poprowadzonej pod danym kątem z wykresem funkcji. Aby przedstawić graficznie jej przebieg, kreślimy we wszystkich kierunkach w przestrzeni promienie wodzące wychodzące z początku układu współrzędnych. Na każdym z tych promieni odkładamy następnie odcinek o określonej długości. Końce odcinków tworzą jedna lub więcej powierzchni zamkniętych, które można łatwo narysować, są to kontury orbitalu.

37. Jaki jest związek między wartością funkcji falowej w określonym miejscu w przestrzeni a prawdopodobieństwem znalezienia tam elektronu?

Wartość funkcji falowej dla danych parametrów (w określonym miejscu w przestrzeni) nazywa się amplituda prawdopodobieństwa, a kwadrat jej modułu jest proporcjonalny do gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w danym punkcie w przestrzeni.

38. Co to jest gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu i jaki jest jej związek z rozwiązaniami równania Shondlingera

Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu to wielkość opisująca prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym miejscu. Zależy ona od kwadratu modułu funkcji falowej elektronu, która jest rozwiązaniem równania Schodingera.

39. Jaki mają przebieg i od jakich parametrów zależą części kątowe funkcji falowej dla elektronu w atomie wodoru?

Części kątowe funkcji falowej dla elektronu w atomie wodoru zależą od dwóch liczb kwantowych l i m (orbitalnej i magnetycznej). Dla wszystkich kierunków w przestrzeni funkcja ma taką samą wartość, czyli promienie wodzące mają taka sama długość, gdyż odpowiada ona wartości funkcji. Końce tych promieni wodzących tworzą sferę (powierzchnię kuli).

40. Jak zależy prawdopodobieństwo znalezienia elektronu od odległości od jądra atomowego w zależności od wartości licz kwantowych?

Im większa odległość od jadra atomowego tym mniejsze prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. Im większe wartości mają liczby kwantowe tym większy jest obszar orbitalny, czyli zwiększa się odległość od jądra, a wraz z większą odległością maleje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

41. JAKIE SĄ KSZTAŁTY ORBITALI NALEŻĄCYCH DO POWŁOKI L?

L,M,N to powłoki na których występują elektrony o podobnej energii. Elektrony z danej powłoki rozmieszczone są na podpowłokach. I właśnie w tych podpowłokach znajdują się elektrony, które poruszają się w przestrzeni o określonym kształcie - i to są właśnie orbitale. *tak poprawnie to orbital jest funkcją falową, której kształt opisuje przestrzeń występowania elektronu. Orbital s przyjmuje kształt sferyczny orbital p jest ich 3 są to tj. osómki ukierunkowane wzdłuż osi ox, oy,oz. Orbital d to tj.konczynka.

42. W jaki sposób energia elektronu zależy od liczb kwantowych w przypadku atomów zawierających wiele elektronów?

Istotna różnica pomiędzy atomami wodoru a AT. Wieloelektronowymi polega na tym że w pierwszym przypadku o energii decyduje wyłącznie główna liczba kwantowa n, podczas gdy w drugim wpływ na energie ma również liczba kwantowa l. Zwraca się uwagę na fakt, że w miarę wzrostu liczby kwantowej n zachodzą na siebie poziomy energetyczne. Poziom elektronowy odpowiadający w atomie wodoru liczbie kwantowej n, rozszczepia się zatem w at. Wieloelektrodowym na tyle nowych blisko siebie położonych poziomów, ile różnych wartości może przyjąć ( przy tej samej liczbie kwantowej n) liczba kwantowa n . atomy wieloelektrodowe są w związku z tym bogatsze o dozwolone poziomy energetyczne niż atom wodoru. Poszczególnym poziomom odpowiada natomiast mniejsza liczba orbitali czyli jak mówimy zmniejsza się degeneracja poziomów energetycznych. Im większa liczba kwantowa n tym większa energia orbitalu i tym słabiej związany jest elektron w atomie. Jądro w tym atomie przyciąga silniej elektrony zmniejszając ich energię. W atomie wodoru nie występuje odpychanie wieć wszystkie orbitale mają jednakową energię. W atomach wieloelektrodowych jednak odpychanie powoduje iż en. Elektronu w orbitalu 2p jest większa niż w 2s.

43. Czego dotyczy i jak brzmi AUFBAŁ?

Konstruując konfigurację elektronowe stanu podstawowego korzystamy z reguły zwaną zasadą rozbudowy powłok czyli zasady Aufbau. Dotyczy ona kolejności obsadzania orbitali atomowych. Po każdym dodaniu jednego elektronu przesuwamy się o jedno miejsce w prawo. Po zakończeniu jednego okresu rozpoczynamy następny.

44. Jakie konsekwencje dla konfiguracji elektronów w atomie mają zasady PAULIEGO i HUNDAE

W atomie nie mogą występować elektrony które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą kwantową. Z tej reguły zwanej ZAKAZEM PAULIEGO wynika że jeden orbital o liczbach kwantowych n, l, oraz m może opisywać zachowanie się co najwyżej dwóch elektronów, a mianowicie tych różniących się spinową liczbą kwantową która przyjmuje dwie wartości. Dowolny orbital może być osadzony przez najwyżej dwa elektorny. Jeżeli w podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali elektrony obsadzają puste orbitale zanim utworzą parę w jednym z orbitali. 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. To twierdzenie zwane REGUŁĄ HUNDA umożliwia rozstrzygnięcie w jaki sposób są przyporządkowane elektronom np. orbitale 2p. Znając wymienione zasady możemy prześledzic strukturę powłok elektronowych atomów poszczególnych pierwiastków. Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób by całkowita energia atomu była najmniejsza. Zostaje to osiągnięte przez obsadzenie orbitali o najmniejszej energii dzięki właśnie regule Pauliego.

45. Jak definiujemy energię jonizacji i jak ona zależy od położenia w układzie okresowym?

Energią jonizacji pierwiastka(Ej) nazywa się minimum energii jaką należy użyć by oderwać elektron od atomu tego pierwiastka w stanie gazowym.

Energia jonizacji:

-wyraźny wzrost w okresie

-spadek w grupie

E.J. I- usunięcie pierwszego elektronu

E.J.II- usunięcie drugiego elektronu

E.J.III- usunięcie trzeciego elektronu

E.J.I< E.J.II< E.J.III (MJ/mol; eV/atom)

46. W jaki sposób opisuje się powstawanie orbitali molekularnych?

Orbital molekularny (inaczej: cząsteczkowy, skrót: MO) jest funkcją, opisującą stan elektronu w cząsteczce, w ramach teorii orbitali molekularnych. Zwykle przedstawia się go jako kombinację orbitali atomowych - "zwykłych" bądź zhybrydyzowanych.

Orbitale molekularne dzieli się głównie na:

zlokalizowane, np. H-O w H2O

zdelokalizowane, np. w cząsteczce benzenu C6H6

Jednakże każdą funkcję falową elektronów w cząsteczce można przedstawić jako wyznacznik Slatera orbitali totalnie zdelokalizowanych lub całkiem zlokalizowanych.

Zarówno jedne, jak i drugie mogą być:

wiążące (stabilizują cząsteczkę)

antywiążące (destablilizują cząsteczkę, są oznaczane gwiazdką [*])

niewiążące (są obojętne przy oznaczaniu trwałości cząsteczki)

Przykłady orbitali molekularnych:

σs-s - wszystkie MO utworzone z orbitali s to wiązania σ

σs-p - wiązanie powstałe przez czołowe nakładanie się orbitali s i p

σs-sp3 - wiązanie pomiędzy orbitalem s, a hybrydą sp3, jak np. w CH4 - metanie

πp-p - wiązanie π może występować tylko z orbitalami innymi niż s, czyli p, d i f.

πp-p* antywiążący orbital π

δ - orbital powstały przez boczne nakładanie się dwóch orbitali d, lub orbitalu d z orbitalem π*, posiada dokładnie dwie płaszczyzny węzłowe zawierające oś wiązania

W wiązaniu σ występuje czołowe nakladanie się orbitali, a w wiązaniu π - boczne.

47. Jakie są różnice pomiędzy orbitalami atomowymi i cząsteczkowymi?

Różnice:

-w atomie pole potencjalne(pudło potencjału)-jednego jądra;

w cząsteczce dwóch jąder o odległości R .

-w cząsteczce: stare rozwiązania(orbitale atomowe) nowe rozwiązania(orbitale cząsteczkowe)

48. Jakie są cechy wspólne orbitali atomowych i cząsteczkowych?

-Funkcja falowa elektronu w tym polu

-dopuszczalne rozwiązania-orbitale dopuszczalne energię elektronu w atomie

-rozmieszczenie gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w atomie

49. Jak energia orbitali molekularnych zależy od odległości pomiedzy atomami?

Elektrony znajdujące sie w atomie( na ostatniej powłoce bo te tylko biorą udział w reakcji) mają wyższą energie wtedy kiedy są bliżej innych atomów(ligandów ) to powoduje wzrost energi całego atomu( układu).

50. Opisz przypadki tworzenia cząsteczki dwuatomowej homojądrowej dla pierwiastków ktróch powłoką walencyjną jest powłoka K(L)

Weźmy H2. Ma on 2 elektrony na powłoce K.

Orbital 1s z jednego atomu wodoru oraz 1s z drugiego nakładają sie na siebie tworząc wspólny orbital wiążący sigma1s na którym znajdują sie 2 elektrony. Taki stan zapewnia niższą energię w więc wiekszą trwałość.

Następną cząsteczką homojądrową będzie Li2. Posiada on 2 elektrony na powłoce K i jeden na L.

Jest to podobny przykład jak dla wodoru jednak tutaj mamy doczynienia z nakładaniem sie orbitali typu 2s

Konfigurację dla cząsteczki litu możemy zapisać następująco

[Li2]=KK(sigma2s)2

K-to orbital 1s

Z przytoczonych tutaj rozważań należy zauważyć że w tworzeniu orbitali cząsteczkowych biorą udział tylko orbitalami powłoki walenyjnej i elektronami znajdujacymi się na niej.

51. Scharakteryzuj możliwe kształty orbitali wiążących i antywiążących powstającyh w w yniku nakładania się orbitali atomowych jednakowego typu

Patrz Bielański str. 128 ( naprawde nie wiem co mam tu innego napisać:P)

52. Opisz efekty nakładania sie orbitali atomowych odmiennych typów

Im większa liczba atomowa tym dalsze powłoki są obsadzane przez elektrony np. dla litu powłoka ta to s a dla boru to już p. Zaczynają być obsadzane orbitale antywiążące tzn energia się zwiększa a trwałość maleje.

53. W jaki sposób poziomy energetyczne orbitali cząsteczkowych homojądrowych cząsteczek pierwiastków okresu drugiego zależą od liczby atomowej?

Homojądrowe cząsteczki pierwiastków okresu drugiego to: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2. W tej kolejności liczba atomowa wzrasta. Normalna kolejność poziomów energetycznych to sigma2s, sigma*2s, pi2p, sigma2p, pi*2p, sigma*2p. Przy O2 (Z=8) kolejność się zmienia i inna kolejność obejmuje O2 i F2 i jest to: sigma2s, sigma*2s, sigma2p, pi2p, pi*2p, sigma*2p.

54. Określ (zapisz i przedstaw na diagramie) konfigurację elektronową cząsteczki Li2 (Be2, B2, C2, N2, O2, F2). (wszystkie przykłady w wykładzie VIII rozrysowane).

Li2

Li: 1s2 2s2

[Li2]: 1s2 1s2 sigma2s2

[Li2]: [He] [He] sigma2s2

[Li2]: K K sigma2s2 może byc różny zapis

RW = 1/2 (4-2) = 1

B2, C2, N2, O2 i F2 analogicznie.

Be2 --> w przypadku berylu 1s2 2s2 mamy sytuację podobną jak w He. Tyle samo elektronów na orbitalu antywiążącym co na wiążącym. Efekt antywiążący będzie większy niż efekt wiążący. RW = 0. Uniemożliwia to powstanie trwałej cząsteczki Be2.

55. Wyjaśnij na podstawie wyglądu i charyzmy p. Żukowskiego dlaczego jest starym kawalerem.

56. Jak różnica poziomów energetycznych orbitali atomowych wpływa na powstawanie orbitali cząsteczkowych w cząsteczkach heterojądrowych?

Wspólna para elektronowa jest przyciągana przez oba atomy, choć różnice w elektroujemności powodują, że orbital molekularny nie jest symetryczny.

57. Co to jest moment dipolowy i jak go wyznaczamy?

Moment dipol występuje w cząsteczkach w przypadku nierównomiernego rozmieszczenia ładunku dodatniego i ujemnego w cząsteczkach. Są to tzw. cząsteczki polarne czyli biegunowe. Wielkość momentu dipolowego określa iloczyn ładunku i odległości między biegunami w cząsteczce dwubiegunowej. Moment dipolowy wyraża się w tzw. Debajach. Moment dipolowy odnosi się do obiektow makroskopowych, ukladow wieloatomowych lub do pojedynczego wiązania. Moment dipolowy jest wielkoscia wektorowa, wypadkowy moment dipolowy dla obiektow zlozonych jest suma wektorowa. Wartosc momentu dipolowego decyduje o wielu wlasciwosciach związku chemicznego

m=e*l

gdzie: m - moment dipolowy

e - wielkość ładunku

l - odległość między biegunami dipolu

58. Jak okreslac wartość momentu dipolowego dla dowolnego wiązania pomiędzy A-B ?

Rozwiązania MO rozkład gestosci elektronowej, metoda bardzo trudna.

Przypisac pewne wartości pierwiastkom A i B Xa i Xb tak aby roznica dawala moment dipolowy wyrażony w Debajach

59. Zdefiniuj pojęcie elektroujemności.

Elektroujemność, elektronegatywność. Zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów.

To miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek „sciaga” do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. chlor i sód) dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom co prowadzi do powstania wiązania jonowego, Według R.S. Mullikena, wartość elektroujemności jest średnią arytmetyczną z powinowactwa elektronowego i pierwszej energii jonizacji. Elektroujemność rośnie w okresie a maleje w grupie. Największa dla fluoru, tlenu, azotu, chloru (niemetale). Najmniejsza Cs, Fr.

60. Opisz sposób tworzenia skali elektroujemności wg Maullikena.

Skala Mullikena

Skalą biorącą pod uwagę rzeczywisty stan atomu w danej cząsteczce, a więc liczbę i rodzaj wiązań w jakich uczestniczy atom w danym momencie, jest skala Mullikena. W skali tej jednak pierwiastki mają zmienną elektroujemność, zależną od tego w jakim związku występują, więc jest ona trudna do stosowania w praktyce.

61. Opisz sposób tworzenia skali elektroujemności wg Allereda i Rochowa

Skala Allreda-Rochowa

Inną skalę zaproponowali Allred i Rochow , którzy obliczyli elektroujemność na podstawie liczby atomowej i efektywnego promienia walencyjnego atomów. Różnice między skalą Allreda i Paulinga dochodzą do 0,5.

62. W jaki sposób elektroujemność zmienia się w układzie okresowym?

Elektroujemność rośnie w okresach od strony lewej do prawej. W grupach zmniejsz się przy przejściu od pierwiastków o mniejszych liczbach atomowych do pierwiastków o większych liczbach atomowych. Wodoru nie zaliczamy do litowców, ponieważ jego elektroujemność znacznie różni się od elektroujemności innych pierwiastków pierwszej grupy układu okresowego. Skala wprowadzona przez Linusa Paulinga ułatwia określenie rodzaju wiązań występujących między atomami pierwiastków.Według skali wprowadzonej przez Linusa Paulinga największą elektroujemność ma fluor (4,0), a najmniejszą frans (0,7). Dużą wartość elektroujemności wykazują niemetale, natomiast metale charakteryzują się małymi wartościami elektroujemności.Elektroujemność rośnie ze wzrostem liczby atomowej w okresach i maleje w grupach układu okresowego.

63. Na czym polega hybrydyzacja orbitali atomowych w atomie centralnym cząsteczki?

Hybrydyzacja to zabieg matematyczny polegający na kombinacji liniowej walencyjnych orbitali atomowych tego samego atomu. Otrzymane zhybrydyzowane orbitale są mieszaninami (hybrydami) orbitali wyjściowych i charakteryzują się jednakowym kształtem konturu i energią (co odróżnia je od orbitali, z których powstały). Typ hybrydyzacji określa, które walencyjne orbitale atomowe zostały poddane matematycznemu przekształceniu, a jednocześnie wyznacza rozmieszczenie przestrzenne powstałych hybryd. Hybrydy w przestrzeni ułożone są w sposób gwarantujący ich minimalne oddziaływania.

64. Opisz wybrane 4 typy hybrydyzacji:

typ hybrydyzacji	liczba i ułożenie hybryd	nazwa hybrydyzacji
sp (wymieszanie jednego orbitalu s i p)	dwie hybrydy ułożone liniowo	hybrydyzacja dygonalna
sp2	trzy hybrydy skierowane do naroży trójkąta równobocznego, leżące w jednej płaszczyźnie	hybrydyzacja trygonalna
sp3	cztery hybrydy skierowane do naroży tetraedru	hybrydyzacja tetragonalna

dsp2 cztery hybrydy skierowane od środka ku wierzchołkom kwadratu h.kwadratowa


Hybrydyzacja sp	Hybrydyzacja sp2	Hybrydyzacja sp3

65. Porównaj orbitale powstające w wyniku hybrydyzacji z odpowiednimi orbitalami, z których powstały:

Orbitale powstające w wyniku hybrydyzacji mają takie same właściwości, odpowiada im taka sama energia i taki sam kształt, ale ta energia i kształt są inne niż orbitali z których powstały.

66. Scharakteryzuj możliwe kształty cząsteczek, jeśli w atomie centralnym zachodzi hybrydyzacja sp3 :

Tetraedr (109 stopni) - CH4 (liczba WP =0)

Piramida trygonalna (107 stopni) -NH3 (liczba WP =1)

Kątowa (105 stopni)- H2O (liczba WP =0)

67. Scharakteryzuj możliwe kształty cząsteczek, jeśli w atomie centralnie zachodzi hybrydyzacja sp2 :

Trójkąt równoboczny - NO2- (liczba WP =1)

Trójkąt równoramienny - BCl2 (liczba WP =0)

Kryształ lodu dzięki wiązaniom wodorowym ma strukturę heksagonalną- lód Ih Jego komórka elementarna (najmniejszy fragment powtarzający się w sieci krystalicznej) ma kształt graniastosłupa o podstawie sześciokąta. Stąd kryształy lodu mają sześciokrotną oś symetrii co przesądza o kształcie płatków śniegu.
Płatki śniegu powstają w chmurach, gdzie znajduje się duże nasycenie pary wodnej. Gdy temperatura staje się ujemna i znajdzie się jakieś centrum krystalizacji na przykład drobinka kurzu lub pyłek kwiatowy i to na nim rozpoczyna się kondensacja cząsteczek wody i tworzenie kryształu Tworzące się płatki mogą mieć, zależnie od temperatury i wilgotności powietrza różne kształty. Najpierw wszystkie kryształki lodu rosną tak samo, formując sześcian foremny. W czasie podróży płatka śniegu w kierunku powierzchni ziemi zmienia się zarówno wilgotność, jak i temperatura otoczenia. Na wystających krawędziach mogą się tworzyć nowe kryształy inaczej ustawione w przestrzeni niż wcześniejsze formy. Zachowana jest jednak symetria bowiem odległość pomiędzy ramionami śniegowej gwiazdki jest na tyle mała, że każde z ramion rośnie praktycznie w tej samej temperaturze i wilgotności. W bardzo niskich temperaturach, poniżej -20°C brak jest w padającym śniegu wymyślnych kształtów podobnych do gwiazdek. Na ziemskich biegunach pada śnieg w kształcie kolumienek czy płaskich płytek o podstawie sześciokąta. Największe i najpiękniejsze śnieżynki powstają w przedziale temperatur od -10°C do -20°C przy dużej wilgotności powietrza. Generalnie, im wyższa wilgotność, tym kryształki lodu mają bardziej złożone kształty.

Ponieważ woda w niejednakowym stopniu przepuszcza promienie różnych barw będące składowymi światła białego, światło barwy czerwonej i żółtej zostanie dość silnie pochłonięte nawet przez cienkie warstwy wody, ale już niebieskie i fioletowe znacznie słabiej. Tak więc światło przenikające coraz głębiej nabiera wyraźnego zielonkawoniebieskiego koloru. Promienie niebieskie są słabo pochłaniane przez wodę, natomiast silnie się w niej rozpraszają, zostają najszybciej skierowane w górę i dzięki niewielkiemu pochłanianiu nie osłabną tak bardzo jak promienie innych kolorów.

68. Scharakteryzuj możliwe kształty cząsteczek, jeśli w atomie centralnym zachodzi hybrydyzacja z udziałem orbitali podpowłoki d

bipiramida trygonalna

bipiramida tetragonalna

bipiramida pentagonalna

69. Opisz metode VSEPR i podaj przykłady jej zastosowania

Teoria VSEPR zakłada, że pary elektronów są rozmieszczone wokół atomu centralnego tak, aby siły wzajemnego odpychania były możliwie jak najmniejsze, przy czym w sumarycznym efekcie wszystkich odpychań istotny jest udział wolnych (niewiążących) i wiążących par elektronowych. Najsłabiej odpychają się pary wiążące, potem para wiążąca z wolną parą elektronową, a najsilniej dwie wolne pary elektronowe. Inaczej mówiąc, jeżeli odległości par decydujących o geometrii cząsteczki są maksymalne, to w zależności od liczby tych par powstają pewne uprzywilejowane struktury o charakterystycznym rozmieszczeniu wolnych i wiążących par elektronowych na wyróżnionych kierunkach wokół atomu centralnego.

Regularne kształty cząsteczek powstają tylko wtedy, gdy wszystkie pary elektronów wiążących zostaną wykorzystane do związania takich samych atomów. Występowanie w cząsteczce różnych ligandów wokół atomu centralnego i niewiążących par elektronowych zaburza idealne struktury, np. wraz z rosnącą liczbą wolnych par elektronowych może następować zmiana kąta wiązania.

Zastosowanie:

poszukiwanie kształtu niewielkich, zwykle nieorganicznych cząsteczek

70. Opisz możliwe geometrie cząsteczek dla których liczba przestrzenna przypisana do atomu centralnego wynosi 3, 4, 5, 6

Dla liczby przestrzennej równej 3:

Powstałe trzy orbitale shybrydyzowane sp2 układają się na płaszczyźnie, a kąty między nimi wynoszą ok. 120o. Cząsteczka z atomem centralnym o takiej hybrydyzacji ma budowę płaską, trygonalną. Hybrydyzację sp2 można przypisać atomom węgla w graficie i w pierścieniach aromatycznych, a także w węglowodorach zawierających podwójne wiązanie.

Dla liczby przestrzennej równej 4:

powstają cztery orbitale zhybrydyzowane sp3 o jednakowej uśrednionej energii, ułożone w przestrzeni ku wierzchołkom czworościanu foremnego. Cząsteczka z atomem centralnym o takiej hybrydyzacji ma budowę przestrzenną w kształcie czworościanu (tetraedru) foremnego.

Hybrydyzację sp3 można przypisać atomom węgla w diamencie, we wszystkich alkanach i cykloalkanach oraz atomowi tlenu w cząsteczce wody, czy atomowi azotu w cząsteczce amoniaku.

71. Charakteryzuj budowę cząsteczki C2H6 (lub C2H4, C2H2)

Cząsteczka C2H6

Zbudowana z ośmiu atomów. Wiązanie pomiędzy atomami węgla: C - C typu σ, węgle czterowartościowe, w hybrydyzacji sp3.

Cząsteczka C2H4

Zbudowana z sześciu atomów. Wiązanie podwójne pomiędzy atomami węgla. Wyróżnia się wiązanie C - C typu σ oraz wiązanie C - C typu π, słabsze niż wiązanie σ. Cztery wiązania

C - H typu σ. Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp2. Cząsteczka jest bardziej reaktywna w porównaniu z cząsteczką etanu. Możliwe usztywnienie cząsteczki, czyli podstawienie dodatkowymi atomami lub grupami atomów.

Cząsteczka C2H2

Zbudowana z czterech atomów. Wiązanie potrójne pomiędzy atomami węgla. Wyróżnia się wiązanie C - C typu σ oraz dwa wiązania C - C typu π. Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp. Cząsteczka reaktywna, nienasycona. Istnieje możliwość przyłączania atomów lub cząstek.

72. Jakie są różnice pomiędzy wiązaniem kowalencyjnym zlokalizowanym a zdelokalizowanym?

Wiązanie chemiczne zlokalizowane łączy oba atomy sąsiadujące ze sobą, natomiast wiązanie chemiczne zdelokalizowane obejmuje kilka atomów.

73. Opisz budowę cząsteczki O3 (lub CO2, BF3, C3O2, C4H6, C6H6).

Cząsteczka O3

Atom centralny - O. Hybrydyzacja sp2. Cząsteczka wygięta. Wiązania są jednakowe. Jedna wolna para elektronowa. 18 elektronów walencyjnych.

Cząsteczka CO2

Atom centralny - C. Hybrydyzacja sp. Cząsteczka liniowa. Atom węgla w środku a odległości do atomów tlenu są takie same. Nie posiada wolnych par elektronowych. 16 elektronów walencyjnych.

Cząsteczka BF3

Atom centralny - B. Hybrydyzacja sp2. Cząsteczka trygonalna płaska. Nie posiada wolnych par elektronowych. 24 elektrony walencyjne.

Cząsteczka C3O2

Cząsteczka liniowa wzdłuż osi OX. Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp. 24 elektrony walencyjne.

Cząsteczka C4H6

Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp2. Posiada 22 elektrony walencyjne. Zawiera 3 wiązania C - C typu σ oraz 6 wiązań C - H typu σ.

Cząsteczka C6H6

Węgle czterowartościowe w hybrydyzacji sp2. Posiada 30 elektrony walencyjne. Istnieje w niej 6 wiązań C - C typu σ i drugie 6 wiązań C - H typu σ.

74. Jakie są charakterystyczne właściwości cząsteczek związków organicznych, w których występują orbitale zdelokalizowane?

Właściwości fizyczne:

Delokalizacja prowadzi do powstania szeregu orbitali położonych blisko siebie (w skali energii). Powoduje to, że cząstki mogą absorbować kwanty promieniowania elektromagnetycznego o stosunkowo małej energii (w zakresie światła widzialnego).

Właściwości chemiczne:

- sprzężenie prowadzi do aromatyczności (związki cykliczne)

- możliwość powstawania wiązań koordynacyjnych

- mogą wychwytywać wolne elektrony, dezaktywując wolne rodniki

- mogą transportować elektrony w makrocząsteczkach.

75. Jak różnice w budowie odmian alotropowych węgla wpływają na ich właściwości?

Różnice w budowie odmian alotropowych węgla sprawiają że mają one całkiem odmienne właściwości. Poszczególne odmiany różnią się między sobą jeśli chodzi o twardość, łupliwość, przewodnictwo elektryczne, cieplne, czy też gęstość.

76. Jakie są warunki powstawania wiązań wodorowych?

Wiązanie wodorowe powstaje między cząsteczkami związków zbudowanych z atomu wodoru (zgromadzony cząstkowy ładunek dodatni) połączonego z innym silnie elektroujemnym pierwiastkiem posiadającym niewiążące pary elektronowe (zgromadzony cząstkowy ładunek ujemny). Atom jest związany kowalentnie z atomami F,O,N. Przy H(-) występuje wiązanie spolaryzowane (+). Druga cząsteczka musi posiadać wolne pary elektronowe przy F,O,N. Atomy biorące udział w tworzeniu wiązania wodorowego mogą należeć do tej samej cząsteczki lub innych cząsteczek.

77. Opisz budowę HF2-

Jon HF2- powstaje przez połączenie F+HF. Wiązania w nim występujące są równocenne. Nakładają się na siebie równocześnie 3 orbitale.

78. Opisz przypadki powstawanie mostków wodorowych między cząsteczkami związków organicznych.

Mostki wodorowe tworzą się np. w DNA łącząc ze soba dwie nici tego kwasu.

Mostki wodorowe pomiędzy zasadowymi połączeniami azotowymi (a) cytozyna-guanidyna (trzy mostki wodorowe) (b) tymina adenina (dwa mostki wodorowe). Występuja w alkoholach R-OH, fenolach Ar-OH, kwasach organicznych R-COOH i aldehydach R-CHO. Powstaja w stosunkowo dużych cząsteczkach.

79. Opisz przypadki powstawania mostków wodorowych między cząsteczkami związków nieorganicznych.

H2O, NH3, HF- silne wiązania wodorowe. Powstaja tak jak w zad 5….

80. Jak obecność wiązań wodorowych wpływa na właściwości fizyczne substancji? ( ciepło parowania, temperatura wrzenia)

Im więcej mostków siarczkowych tym mniejsze ciepło parowania. Mostkom zawdzięcza swoje dziwne właściwości woda, one są odpowiedzialne za stały stan skupienia

wielu związków, one determinują drugo- i trzeciorzędową strukturę białek i odgrywają zasadniczą

rolę w kształtowaniu ich właściwości.

Wysoka temp wrzenia, np. fluorowodoru

81. Przykladowe proste ligandy i spos w jaki lacza sie z atomem centralnym w zwiazku kompleksowym.

Ligand w związku kompleksowym jest zawsze donorem pary elektronowej.

Może on być dawcą jednej pary elektronowej i wtedy zajmuje jedno miejsce

koordynacyjne taki ligand nazywamy ligandem jednopozycyjnym np. Cl-, CN-, OH-, NH3.

82. Podstawowe cechy budowy zwiazkow kompleksowych:

Związki kompleksowe jest to specyficzna grupa związków złożona z:

− rdzenia (jednego lub kilku); rdzeń takiego związku stanowi najczęściej

jon metalu przejściowego lub ciężkiego metalu grupy głównej,

− ligandów - skoordynowanych przez atom centralny jonów lub cząsteczek

elektroobojętnych ułożonych w ściśle określonym porządku wokół jonu

centralnego.

Rdzeniem (atomem centralnym) jest zwykle atom lub jon o strukturze

elektronowej umożliwiającej przyjęcie par elektronowych i wytworzenie wiązania

koordynacyjnego, w którym jest akceptorem elektronów. Ligandami są cząsteczki

lub jony dysponujące wolnymi parami elektronów, które odgrywają rolę donorów

par elektronowych. W wyniku utworzenia związku kompleksowego atom centralny

uzyskuje konfiguracje elektronową najbliższego gazu szlachetnego (lub zbliżoną).

Liczbę ligandów w cząsteczce podaje liczba koordynacyjna.

Związki kompleksowe możemy podzielić:

ze względu na ładunek sfery koordynacyjnej na:

− kationowe,

− anionowe,

ze względu na strukturę elektronową jonu centralnego na:

− przenikowe - związki koordynacyjne, w których jon centralny przyjmuje

konfigurację elektronową gazu szlachetnego,

− przylegowe - związki koordynacyjne, w których jon centralny nie ma

konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego,

ze względu na liczbę jonów centralnych na:

− jednordzeniowe,

− wielordzeniowe,

ze względu na szybkość wymiany ligandów na:

− labilne - szybko wymieniające ligandy,

− bierne - wolno wymieniające ligandy.

83. Charakterystyka budowy ligandow wielokleszczowych na przykladach rozniacych sie iloscia mozliwych wiazan

Ligandy zawierające dwa lub wiecej atomów, z których każdy moze jednocześnie utworzyc dwuelektronowe wiązanie donorowe z tym samym atomem metalu, noszą nazwę ligandów wielokleszczowych (wielofunkcyjnych) lub chelatowych, gdyż chwytają one niejako kation miedzy dwa lub wiecej atomów donorowych.

Ligandy dwukoordynacyjne, np.

Ligandy trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne, przykład - kwas etylenodwuaminoczterooctowy

Zwiazek kompleksowy chelatowy (chelat)

Liczba ligandów otaczających bezpośrednio jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną i zwykle wynosi 2, 4, 6, 8.

Ponieważ ładunek drobiny kompleksowej jest algebraiczną sumą ładunków jonu centralnego oraz ligandów, więc może ona być kationem [Cu(NH3)2]+ lub anionem [Zn(CN)4]2- lub cząsteczką elektrycznie obojętną Ni(CO)4, PtCl2(NH3)2.

Ligand może posiadać dwa lub więcej atomów będących donorem pary

elektronowej. Taki ligand zajmuje odpowiednio więcej miejsc koordynacyjnych

wokół jonu centralnego. Nazywamy go ligandem wielopozycyjnym lub chelatowym

(kleszczowym). Do najpopularniejszych ligandów dwupozycyjnych należą: diaminy,

difosfiny i dietery, (etylenodiamina (en) 2,2'bipirydyl (bpy), dimetryloglioksym

(dmg), anion kwasu szczawiowego (ox)) które tworzą z metalem trwałe pierścienie.

Do najpopularniejszych ligandów trójkleszczowych należy: dietylenotriamina (dien),

czterokleszczowych - trietylenotetraamina (yrien) a sześciokleszczowych anion

kwasu etylenodiaminotetraoctowego (EDTA).

Przykładem kompleksu wielokleszczowego jest hemoglobina.

84. Czym jest EDTA i jakie ma zastosowania ?

EDTA (kwas etylenodiaminotetraoctowy, kwas wersenowy, komplekson II) - organiczny związek chemiczny kwas polikarboksylowy i jednocześnie α-aminokwas. Z mocnymi zasadami tworzy sole werseniany. Jest szeroko stosowanym czynnikiem kompleksującym wiele kationów metali, takich jak Ca2+, Mg2+ czy Fe3+. Zazwyczaj stosowany w postaci soli disodowej (wersenian disodowy) ze względu na jej większą rozpuszczalność w wodzie (tzw. komplekson III).

Jego skrót pochodzi od nazwy angielskiej: EthyleneDiamineTetraacetic Acid.

Ważnym zastosowaniem EDTA jest maskowanie jonów metali, takich jak bizmut, chrom(III), cynk, cyrkon, glin, kadm, kobalt, magnez, miedź, nikiel, ołów, tor, wanad i żelazo(III), które jest możliwe na skutek tworzenia kompleksów chelatowych z jonami metali. Własności chelatujące EDTA są na tyle silne, że tworzy ona kompleksy nawet z berylowcami.

kompleks chelatowy EDTA z jonem metalu M.

Zastosowania EDTA

-odczynnik kompleksujący w chemii analitycznej

-środek konserwujący żywność (wiązanie kationów metali ciężkich - kofaktorów niepożądanych enzymów)

-składnik roztworów buforowych

-zapobieganie pozaustrojowemu krzepnięciu krwi (wiązanie jonów wapnia)

-stosowany jako odtrutka w zatruciach metalami ciężkimi

-stosowany w nawozach mikroelementowych

-inhibitor metaloproteaz

85. Kiedy występuje i na czym polega izomeria optyczna w kompleksach oktaedrycznych?

Zgodnie z definicją izomerami optycznymi są cząsteczki, które mają się do siebie tak, jak obraz i jego zwierciadlane odbicie. Takie cząsteczki nazywane są enacjomerami. Enacjomery różnią się pod wzgledem skręcalności optycznej.

Taką właściwość posiadają pewne typy kompleksów oktaedrycznych. Do najważniejszych enancjomerów oktaedrycznych należą kompleksy zawierające dwa lub trzy ligandy kleszczowe, tj. typu M(L-L)2X2 oraz kompleksy typu M(L-L)3. Przykłady na rysunkach poniżej.

86. Omów oddziaływanie pola ligandów na orbitale d atomu centralnego

Sześć wiążących orbitali molekularnych występujących w kompleksach oktaedrycznych jest wypełnionych przez elektrony ligandów natomiast elektrony metalu przejściowego z orbitali d zajmują orbitale niewiążące lub antywiążące. Różnica w w energii pomiędzy orbitalem niewiążącym a antywiążącym dla kompleksu o geometrii oktaedru opisywana jest jako ΔO, jej wartość zależy od rodzaju oddziaływań orbitali π ligandów z orbitalami d jonu centralnego. Jak przedstawiono w poprzednim paragrafie ligandy π-donorowe prowadzą do spadku wartości ΔO i są nazywane ligandami słabego pola natomiast ligandy π-akceptorowe zwiększają wartość ΔO i nazywane są ligandami silnego pola. Ligandy nie uczestniczące w formowaniu wiązań π mogą mieć różnorodny wpływ na wartość ΔO.

Wartość ΔO ma znaczący wpływ na strukturę elektronową jonów metali o konfiguracjach d - d . W przypadku wymienionych konfiguracji niewiążące i antywiążące orbitale molekularne mogą zostać wypełnione na dwa sposoby: w pierwszym najpierw dochodzi do wypełnienia orbitali niewiążących a dopiero później zapełniane są orbitale antywiążące. Tego rodzaju kompleksy, z uwagi na brak lub małą liczbę niesparowanych elektronów nazywa się kompleksami niskospinowymi. Jeżeli natomiast obserwuje się równomierne wypełnianie obu typów orbitali przez elektrony to powstały kompleks nazywany jest kompleksem wysokospinowym z uwagi na dużą liczbę niesparowanych elektronów. Niska wartość ΔO może zostać przezwyciężona przez stabilizację energetyczną wynikłą z braku odpychania się parujących elektronów w kompleksach wysokospinowych. W przypadku wysokiej wartości ΔO energia parowania spinów staje się zaniedbywalnie mała w porównaniu do spadku energii wynikającego z formowania się stanów niskospinowych

Spinowość cząsteczki ma wpływ na własności makroskopowe związku koordynacyjnego ponieważ obecność niesparowanych elektronów powoduje paramegnetyczność związku.

87. Pzedstaw zależność energi jonizacji od położenia pierwiastka w układzie okresowym

Energia odpowiadająca energii potrzebnej do usunięcia jednego elektronu z obojętnej cząsteczki lub atomu zwana jest energią jonizacji. Wyróżniamy pierwszą energię jonizacji, drugą energię jonizacji, itd., które odpowiadają usunięciu pierwszego, drugiego, trzeciego, itd. elektronu. Energia jonizacja wyznaczana jest za pośrednictwem pomiarów spektroskopowych i wyrażamy ją w eV/atom. Pierwsza energia jonizacji określa energię konieczną do oderwania z obojętnego atomu, bądź cząsteczki jednego elektronu. Można więc stwierdzić, że im bliżej jądra znajduje się elektron (im mniejszy jest promień atomowy), tym większa jest energia potrzebna do jego oderwania. W obrębie okresu promień atomowy zmniejsza się przy przejściu od strony lewej do prawej, więc energia jonizacji zwiększa się w tym samym kierunku i dla gazów szlachetnych, które posiadają w swojej powłoce walencyjnej oktet elektronowy, osiąga największą wartość. W grupach układu okresowego energia jonizacji maleje ze wzrostem liczby atomowej (ze zwiększeniem się liczby powłok elektronowych i wzrostem promieni atomowych). Druga, trzecia, czwarta, itd. energia jonizacji ma wartość większą niż pierwsza, ponieważ do oderwania drugiego, trzeciego i kolejnych elektronów z jonu posiadającego ładunek dodatni konieczna jest znacznie większa energia.

88. Zdefiniuj powinowactwo elektronowe i opisz jego zmienność w układzie okresowym

Powinowactwo elektronowe to wielkość charakteryzująca zdolność atomu (lub cząsteczki) do przyłączania elektronu i tworzenia jonu ujemnego (anionu). Ilościowo określa się je jako energię, która wydziela się w wyniku tego procesu. Tradycyjnie energię tę podaje się w elektronowoltach (eV).

Powinowactwo elektronowe jest pośrednią miarą elektroujemności pierwiastków chemicznych. Czym większa wartość powinowactwa tym większa elektroujemność pierwiastka.

Miarą powinowactwa elektronowego jest energia wydzielona podczas przyłączenia jednego elektronu do cząsteczki lub atomu i utworzenia jednoujemnego anionu. Przyłączeniu kolejnych elektronów odpowiada drugie, trzecie, czwarte, itd. powinowactwo elektronowe. Największe powinowactwo mają atomy pierwiastków o największej elektroujemności. Powinowactwo elektronowe jest efektem energetycznym, który towarzyszy przyłączaniu jednego dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej danego atomu. Zatem im mniejszy jest promień atomowy, tym większe jest powinowactwo elektronowe, ponieważ tym mocniejsze jest oddziaływanie dodatnio naładowanego jądra na elektron. W obrębie grupy obserwuje się zwiększanie promieni atomowych i zmniejszanie powinowactwa elektronowego ze wzrostem liczby atomowej. Natomiast w obrębie okresu idąc od strony lewej do prawej zauważa się zmniejszanie promieni atomowych oraz wzrost powinowactwa elektronowego.

89.Opisz oddziaływanie pary jonów tworzących strukturę ciała stałego.

Atomy (cząsteczki ) tworzące ciało stałe oddziałują ze sobą tak, że tworzą sztywną strukturę. Siły istniejące między nimi mają tę własność, że na dużych odległościach są przyciągające, zaś na małych - odpychające. Wskutek tego odległości między atomami ustalają się tak, że atomy przyjmują położenia równowagowe. Oznacza to, że energia potencjalna V każdego atomu osiąga w tych punktach wartość minimalną. Oddziaływania między atomami lub cząsteczkami mogą być różnego pochodzenia, zależnie od rodzaju atomów (cząsteczek), czyli od rodzaju pierwiastka (związku chemicznego). Siły wiązania można podzielić na pięć grup: jonowe, kowalencyjne, metaliczne, wodorowe i van der Waalsa.

90. czym jest i od czego zależy energia sieciowa.

Energia sieciowa kryształu, energia jaka należy dostarczyć, by jeden mol danej substancji krystalicznej rozłożyć na atomy lub jony znajdujące się w nieskończenie dużych odległościach od siebie. Energia sieciowa kryształu jest miarą spójności kryształu, zależą od niej - temperatura topnienia, rozszerzalność cieplna, ściśliwość, rozpuszczalność i inne charakterystyczne wielkości.

Dla kryształu utworzonego z jonów o wartościowościach z- i z+ energia sieciowa kryształu Uo wyraża się wzorem: U0 = -(N0Az-z+e2/r0)·(1-1/n), gdzie: N0 - stała Avogadra, e - ładunek elektronu, A - stała Madelunga, zależna od typu struktury krystalicznej, r0 - odległość dwóch sąsiednich jonów przeciwnego znaku w krysztale, n - wykładnik Borna zależny od ściśliwości kryształu.

91. Jaka jest zależność makroskopowych właściwości substancji o budowie jonowej od jej cech na poziomie atomowym?

Przepraszam nie znalazłam odpowiedzi na to pytanie uzupełnię je jak tylko będę mogła otworzyc wykład albo wczesniej jeśli gdzies znajde.

ROZWIĄZANIA NIEKTÓRYCH ZADAŃ OBLICZENIOWYCH:

III 8

Oblicz energie wydzielającą się przy powstawaniu 10 jader atomowych 9 4Be. mBe = 9,012182u, mp = 1,007825u, mn = 1,008665u.

Energie musimy wyliczyc ze znanego wzoru ΔE = Δm*c2, gdzie Δm to deficyt masy, a c to predkosc swiatla. Deficyt masy wyraza się wzorem Δm = Z*Mp + N*Mn - mjadra, gdzie Z - liczba protonow, N - liczba neutronow (A-Z). W przypadku tego zadania mamy:

Δm = (4*mp + 5*mn - mj) *10

10 - mamy 10 jader

Δm = (4*1,007825 + 5*1,008665 - 9,012182)*10 = 0,62443 [u]

1u = 1,6605387313*10-27kg

0,62443u = 1,03689*10-27

ΔE = 1,03689*10-27* (299 792 458)2 = 9,319*10-11 [kg*m2/s2 = J]

Odp: Energia wydzielona przy powstaniu 10 jader boru wynosi 9,319*10-11 J.

IV 5

Wyznacz energie calkowita elektronu dla n-tej orbity Bohra, dla elektronu w atomie wodoru (należy wykorzystac postulaty Bohra).

Postulaty Bohra:

Ze wszystkich możliwych klasycznych orbit kołowych dozwolone są tylko takie, na których wartość momentu pędu elektronu jest całkowitą wielokrotnością stałej Plancka h podzielonej przez 2π:

mVr = nh/2π = n* ħ

gdzie m - masa elektronu, V - prędkość elektronu, r - promień orbity elektronu, n - główna liczba kwantowa będąca liczbą całkowitą większą bądź równą 1, h - stała

Plancka h = 6,63·10-34 Js, ħ = h/2π = 1,05·10-34 Js.

Orbity Bohra nazwane zostały orbitami stacjonarnymi: znajdujące się na nich elektrony nie promieniowały z założenia. Promienie orbit stacjonarnych mogą przybierać jedynie ściśle określone, dyskretne wartości, dlatego orbity stacjonarne określa się mianem skwantowanych. Liczba n, nazwana główną liczbą kwantową, określa numer orbity stacjonarnej elektronów w atomie liczonej od orbity o najmniejszym promieniu.

Emisja lub absorpcja energii następuje tylko podczas przejścia elektronu z jednej orbity stacjonarnej na drugą, a energia wypromieniowanego bądź pochłoniętego kwantu promieniowania elektromagnetycznego równa jest wartości bezwzględnej różnicy energii stanu końcowego Ek i początkowego Ep:

|Ek - Ep| = hν

gdzie ν - częstotliwość wyemitowanej bądź pochłoniętej fali elektromagnetycznej.

Na podstawie założeń Bohra można wyznaczyć promienie orbit stacjonarnych.

W atomie wodoru H na elektron o masie m poruszający się po orbicie kołowej wokół jądra działa siła dośrodkowa:

F = mV2/r

gdzie F - siła dośrodkowa, m - masa elektronu, V - prędkość elektronu, r - promień orbity elektronu.

Siła ta wynika z oddziaływania coulombowskiego między ładunkami elektronu

i jądra:

F = e2/(4 π ε0 r2)

gdzie F - siła oddziaływania elektronu z jądrem atomowym, e - ładunek elementarny e = -1,6·10-19 C, ε0 - przenikalność elektryczna próżni ε0 = 8,85·10-12 F/m, r - odległość między elektronem a jądrem atomowym.

Przekształcając wzór z pierwszego postulatu Bohra: mVr = nh/2π, uzyskuje się wzór na prędkość elektronu na dowolnej orbicie stacjonarnej:

V = nh/(2 πrm)

Podstawiając otrzymany wzór do zależności siły dośrodkowej i siły Coulomba otrzymuje się wzór na promień dowolnej orbity elektronu w atomie wodoru:

rn = ε0 h2n2/(πme2)

gdzie rn - promień n-tej orbity elektronu, ε0 - przenikalność elektryczna próżni, h - stała Plancka, n - główna liczba kwantowa, m - masa elektronu, e - ładunek elementarny.

Stosując podobną analogię można wyznaczyć całkowitą energię elektronu znajdującego się na dowolnej orbicie stacjonarnej. Energia całkowita elektronu w atomie wodoru jest sumą jego energii kinetycznej:

Ek = mV2/2

I potencjalnej:

Ep = -e2/ (4 π ε0 r)

Energia calkowita jest suma tych energii:

Ec = Ek + Ep = mV2/2 - e2/ (4 π ε0 r)

Po wykorzystaniu w powyższym wzorze zależności opisanej w pierwszym postulacie Bohra otrzymuje się ostateczny wzór na energię całkowitą elektronu znajdującego się na n-tej orbicie atomu wodoru:

En = -me4/ (8h2 ε02)*1/n2

V 6

Wyznacz energie kinetyczna elektronu wybitego z plytki potasowej, jeśli dlugosc fali promieniowania wynosi 400nm, a praca wyjscia dla potasu wynosi 223 kJ/mol. (h=6,62*10-34 J/s).

Energia calkowita elektronu jest opisana wzorem:

Ec = Ek + W

Gdzie Ec = hν = h*c/λ, czyli:

Ek = h*c/λ - W

W = 223 kJ/mol

1 mol = 6,022 * 10 23 czast.

W = 3,7031 *10-22 kJ = 3,7031 *10-19 J

λ = 400nm = 400 *10-9 m

Ek = (6,626 * 10-34* 299 792 458/400*10-9) - 3,7031*10-19

Ek = 1.26296 * 10-19 J

Odp: Energia kinetyczna tego elektronu wynosi 1,26296 * 10-19 J.