1 mol (atomu, cząsteczki, jonu, rodnika = drobiny) - taka liczba drobin, która jest równa liczbie Avogadry (N_A = 6,023*10²³)

Masa molowa (M) - masa 1 mola drobin danej substancji (M_H2 = 2g/mol)

Równania stechiometryczne

Schemat reakcji chemicznej

H₂SO₄ + Fe
Fe₂(SO₄)₃ + SO₂

↑

utleniacz

Równanie chemiczne musi spełniać dwa kryteria:

- prawo zachowania masy (sumaryczna masa produktów = sumaryczna masa substratów)

- prawo zachowania ładunku elektrycznego (sumaryczny ładunek produktów = sumaryczny ładunek substratów)

Reagenty = substraty i produkty

Utlenianie - pozbawianie substancji elektronów

Redukcja - powiększenie puli elektronów

Utleniacz - substancja zabierająca elektrony; ulega redukcji

Reduktor - oddaje elektrony; ulega utlenianiu

S = 6+ (2*(1+) + 4*(2-) = 6-)

+ Fe Fe₂(SO₄)₃ +

Równania połówkowe

+ 2e + 2H⁺ =
+ 2H₂O / *3 (aby liczba elektronów z tego równania była

(2H⁺ dodane w celu (2H₂O dodane w celu taka sama jak z równania poniżej)

zachowania prawa ładunku) zachowania prawa masy)

(-2) (0) ładunek sumaryczny

- 6e +
=

(0) (0)

bo każdy atom

traci 3e

3H₂SO₄ + 6e + 6H⁺ + 2Fe - 6e + 3S
= 3SO₂ + 6H₂O + Fe₂(SO₄)₃

3H₂SO₄ + 3H₂SO₄ + 2Fe = 3SO₂ + Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

6H₂SO₄ + 2Fe = 3SO₂ + Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O

równania muszą być odczytywane w formie molowej, a nie cząsteczkowej! (tzn. 6 moli cząsteczek, 2 mole elektronów, jonów, itd.)

współczynniki stechiometryczne zwykłe

6 H₂SO₄ + 2 Fe = 3 SO₂ + Fe₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

6M_H2SO4 + 2M_Fe = 1M_Fe2(SO4)3 + 3M_SO2 + 6M_H2O

98 g/mol 55,8 g/mol 64 g/mol 18 g/mol

1M_Fe2(SO4)3 + 3M_SO2 + 6M_H2O - 6M_H2SO4 - 2M_Fe = 0

współczynniki stechiometryczne algebraiczne

((+) mają prodkuty, (-) mają sobstraty, bo zanikają)

symbol współczynników algebraicznych = υ

υ_SO2 = 3 υ_H2SO4 = 6

Σ_iυ_iM_i = 0

1) Δn_H2SO4 = -3 => Δn_Fe = -1 Δn_Fe2(SO4)3 = +0,5 Δn_SO2 = +1,5 Δn_H2O = +3

↑ ↑

zmiana liczby zanikowi 6 moli H₂SO₄

moli w czasie towarzyszy zanik 2 moli Fe

2)Δn_H2SO4 = -12 => Δn_Fe = -4 Δn_Fe2(SO4)3 = +2 Δn_SO2 = +6 Δn_H2O = +12

itd...

Przyrost postępu reakcji chemicznej (ξ):

wynik zawsze nieujemny, ponieważ znak licznika i mianownika jest taki sam!

dξ
0 (postęp reakcji jest dodatni lub równy 0)

pochodna (iloraz nieskończenie małych wartości)

definicja szybkości reakcji chemicznej

Elementy kinetyki chemicznej

Szybkość reakcji (w sensie półempirycznym):

- szybkość na podstawie substratu

← badanie dla reakcji o umiarkowanej szybkości

- szybkość w odniesieniu do produktu

Szybkość reakcji zależy od:

- temperatury - wzrost prowadzi do zwiększenia szybkości cząsteczek, a tym samym do zwiększenia szybkości reakcji (wzrost o 10^oC - podwojenie, o 20^oC - poczwórnie; reguła van't Hoffa)

- stężenia - ze wzrostem stężenia reagentów szybkość reakcji wzrasta

- katalizatorów - katalizatory dodatnie (promotory, aktywatory) zwiększają szybkość, ujemne (inhibitory) zmniejszają szybkość reakcji

- postaci krystalicznej stałego reagentu.

aA + bB + ............. ................ T = const

v = k
..........

k - stała szybkości reakcji chemicznej

(szybkość z jaką zachodzi reakcja przy

jednostkowych stężeniach reagentów)

aA + bB ↔ cC + dD

Stan równowagi chemicznej:
nie jest to stan statyczny, obie reakcje nadal biegną,

ale wypadkowa szybkość wynosi 0

=>

Stężenia równowagowe - stężenia reagentów w stanie równowagi

- stężenie równowagowe

= [A]

K - stała równowagi chemicznej

K(T) - wielkość stała jedynie w stałej remperaturze

reakcje endotermiczne

licznik rośnie szybciej

reakcje egzotermiczne

reakcje niezależne od temperatury = licznik i mianownik rosną tak samo

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + Q Q - ciepło

reakcja egzotermiczna (wydajność niższa im wyższa temperatura, szybkość rośnie)

K jest miarą wydajności reakcji

Dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja - proces, w którym powstają jony

Anoda - elektroda dodatnia

Katoda - elektroda ujemna

A_nB_m
nA^m+ + mB^n-

n(+m) + m(-n) = 0

dla n = m = 1 => AB ↔ A⁺ + B^- jony

w stanie równowagi chemicznej

cząsteczki

[A⁺] = [B^-]

C - całkowite stężenie (liczba moli cząsteczek w 1dm³)

Stopień dysocjacji α - stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do całkowitej liczby cząsteczek

0 - brak dysocjacji (całkowity nieelektrolit

0 ≤ α ≤ 1 1 - 100% cząsteczek zdysocjowanych

podział umowny:

α ≤ 0,3 - elektrolity słabe

0,3 < α ≤ 0,7 - elektrolity średnie

α > 0,7 - elektrolity mocne

[A⁺] = [B^-] = c ∙ α

[AB] = c - c ∙ α = c(1 - α)

α ≈ 0 => 1 - α ≈ 1

Prawo rozcienczeń Ostwalda:

stopień dysocjacji jest tym mniejszy im większe jest stężenie; jego stosowalność jest bardzo ograniczona

(1 - α)K_d = c ∙ α² Δ = b² - 4ac

c ∙ α² + K_dα - K_d = 0

jedynym poprawnym fizycznie pierwiastkiem jest

(a - b) (a + b) = a² - b²

c 0 => 0

można pominąć jedynki, bo ta liczba jest bardzo duża

Jedynym słusznym kryterium mocy elektrolitów jest K_d, ponieważ jest niezależna od stężenia.

Kwasy i zasady

Teoria Arrheniusa:

- kwasem jest substancja, która dysocjując wydziela jony wodorowe.

HCl H⁺ + Cl^-

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

- zasady dysocjując wydzielają jony wodorotlenkowe

KOH K⁺ + OH^-

Ba(OH)₂ Ba²⁺ + 2OH^-

Teoria Bronsteda:

- kwasy to substancje, które mogą być donorami protonów; rozpuszczalnik jest równoważnym partnerem dysocjacji i musi być uwzględniony w równaniu

- zasada - akceptor protonu

kwas 1 zasada 2 zasada 1 kwas 2

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺ reakcja protolizy

H₃O⁺ - jon hydranowy (proton i jedna cząsteczka wody)

CH₃COOH - kwas (donor protonu)

woda ma większe powinowactwo do protonu niż kwas octowy, więc mu go zabiera

Woda nie byłaby polarna, gdyby była liniowa

wiązanie spolaryzowane

moment dipolowy M = |δ| ∙ r r > 0 => M > 0

gdyby cząsteczka wody była liniowa to r = 0

z1 k2 k1 z2

NH₃ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

Woda ma właściwości amfolityczne:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^- autojonizacja

S^2- + H₂O ↔ HS^- + OH^-

Każdy jon w roztworze wodnym jest hydratowany, więc Fe³⁺ będzie w wodzie wyglądał następująco:

[Fe(H₂O)_n]³⁺ n = zwykle 6, czasem 4

[Fe(H₂O)_n]³⁺ + H₂O ↔ Fe(H₂O)_n-1OH]²⁺ + H₃O⁺

[Fe(H₂O)_n-1OH]²⁺ + H₂O ↔ [Fe(H₂O)_n-2(OH)₂]⁺ + H₃O⁺

[Fe(H₂O)_n-2(OH)₂]⁺ + H₂O ↔ [Fe(H₂O)_n-3(OH)₃] + H₃O⁺

W danym rozpuszczalniku kwasem jest ta substancja, która zwiększa stężenie kationów charakterystycznych dla autojonizacji tego rozpuszczalnika, a zasadą ta substancja, która zwiększa stężenie anionów.

NH₃ + NH₃ ↔ NH₄⁺ + NH₂^-

(jon amidkowy)

H₂S + H₂S ↔ H₃S⁺ + SH^-

Kwasy Lewisa - kwasem jest akceptor elektronu, a zasadą donor.

Skala kwasowości

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

[H₃O⁺] = [OH^-] = 10^-7 mld/dm³ (w temperaturze 20-25^oC)

M_H2O = 18 g/mol

[H₂O] = const

pH = -log[H₃O⁺]

pH_{H2O, 80st.C} = 6, ale woda jest nadal obojętna, ponieważ [H₃O⁺] = 10^-6 i [OH^-] = 10^-6

pH_H2O = 7 tylko w temperaturze 20-25^oC

Iloczyn jonowy wody (K_w)

K[H₂O]² = [H₃O⁺][OH^-]

10^-14 (10^-7 ∙ 10^-7)

K_w = [H₃O⁺][OH^-]

Roztwór obojętny - roztwór jonów hydronowych i hydroksylowych; wynosi po 10^-7. W roztworze kwaśnym
, a w zasadowym

[H₃O⁺] = 10^-2 M roztwór kwaśny

10^-2 + 10^-12 = 10^-14

[OH^-] = 10^-12 M roztwór kwaśny

pH roztworu = -log[H₃O⁺]

roztwór obojętny [H₃O⁺] = 10^-7 pH = -log10^-7 = 7

roztwór kwaśny [H₃O⁺] = 10^-2 pH = -log10^-2 = 2

roztwór zasadowy [OH^-] = 10^-3 [H₃O⁺] = 10^-11 pH = -log10^-11 = 11

Stała kwasowa i stała zasadowa

kwas

HA + H₂O ↔ A^- + H₃O⁺

K_Kw = K∙[H₂O]

stała kwasowa

B + H₂O ↔ BH⁺ + OH^-

stała zasadowa

A^- + H₂O ↔ HA + OH^-

K_K∙K_Z = [H₃O⁺][OH^-]

K_K ∙ K_Z = K_W

pOH = -log[OH^-]

pH + pOH = 14

Podstawy działania wskaźników kwasowo-zasadowych

Indukcja (oznaczanie) kwasowości i zasadowości:

- indykatory kwasowo-zasadowe

- substancje, które mogą barwić się (zmieniać barwę) w zależności od kwasowości roztworów

- słabe kwasy lub słabe zasady organiczne; barwa ich roztworów wodnych w stanie niezjonizowanym jest inna niż w stanie zjonizowanym.

Indykator - słaby kwas organiczny

HInd + H₂O ↔ Ind^- + H₃O⁺ Ind - reszta kwasowa indykatora

Barwa roztworu jest zależna od tego, która z form barwnych dominuje (zjonizowana czy niezjonizowana)

-log10 = p

Barwa przejściowa - barwa odpowiadająca jednakowym stężeniom obydwu form wskaźnika

pH* = pK_K punkt przejścia (pH* - pH punktu przejścia; pH stanu barwy przejściowej)

Indykator - słaba zasada

Ind + H₂O ↔ HInd⁺ + OH^-

K_W = [H₃O⁺][OH^-]

jeśli dominują cząsteczki sprotonizowane to barwa roztworu jest barwą charakterystyczną dla nich

pH = -logK_W + logK_Z - log

K_W = 10^-14

pH = 14 - pK_Z - log

pH* = 14 - pK_Z w punkcie przejścia
wynosi 1 -log1 = 0, więc można to pominąć

obszar przejścia indykatora - przedział pH, którego środek stanowi punkt przejścia, a otoczenie stanowi jedna jednostka logarytmiczna w lewo/prawo.

OPI = pH* +/- 1

OP oranżu metylowego - 3,1-4,4 (ze względu na duży kontrast barw)

OP fenyloalaniny - 8,2-10

K_K ∙ K_Z = K_W

Ind + H₂O ↔ IndH⁺ + OH^-

z1 k1

pH = 14 - pK_Z - log

pK_K = 14 - pK_Z

punkt przejścia uniwersalny pH* = pK_K - log
(ale trzeba ustalić co jest kwasem, a co zasadą)

Zastosowanie indykatorów w miareczkowaniu kwasowo-zasadowym:

- miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą (do biurety lejemy kwas, a zasada jest w kolbie - chyba, że nie ma innego wyboru i do biurety trzeba nalać zasadę)

H₃O⁺ + OH^- ↔ 2H₂O

V_K* w pH obojętnym

nie ma znaczenia czy jako indykator zastosujemy oranż czy fenoloftaleinę, bo zarówno niedomiareczkowanie (fenoloftaleina), jak i przemiareczkowanie (oranż) dają błąd, który jest błędem akceptowanym

- miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem

NH₃ + H₃O⁺ ↔ NH₄⁺ + H₂O

z1 k1

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺

odczyn roztworu w pH* będzie lekko kwaśny

V_K* w pH kwaśnym

indykator - oranż metylowy (popełniamy niewielki błąd)

- miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą

CH₃COOH + OH^- ↔ CH₃COO^- + H₂O

k1 z1

odczyn w pH* umiarkowanie zasadowy

indykator - fenoloftaleina

Bufory kwasowo-zasadowe

Bufory - służą do zapewnienia łagodnych zmian pH. Układy zapewniające łagodne zmiany pH przy dodatku do roztworu niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad.

Przekroczenie pojemności buforowej - układ przestaje być buforem.

1dm³ H₂O [pH = 7]

+

1cm³ 1M H₃O⁺ C_H3O+ = 10^-3 mol/dm³ [M]

pH = 3

1dm³ H₂O

+

1cm³ 1M OH^- C_OH- = 10^-3 M

pH = 11

Bufory to mieszaniny złożone ze słabej zasady i jej soli lub słabego kwasu i jego soli.

Mechanizm działania buforów

bufor octanowy = CH₃COOH + CH₃COONa (może być dowolny inny rozpuszczalny octan)

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺ (znaczenie marginalne)

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

dodatek mocnego kwasu (H₃O⁺)

H₃O⁺ + CH₃COO^- ↔ CH₃COOH + 2H₂O

słaby kwas,

składnik buforu

dodatek mocnej zasady (OH^-)

CH₃COOH + OH^- ↔ CH₃COO- + H₂O

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

[CH₃COOH] = C_k

[CH₃COO^-] = C_s

[H₃O⁺] = K_k ∙

rozcieńczenie roztworu buforowego nie powoduje zmiany pH, ponieważ licznik i mianownik
zmieniają się w tym samym stopniu

Rozcieńczanie zmniejsza pojemność buforową

K_{k kwasu octowego} = 1,8∙10^-5

1^o C_k = C_s C_k/C_s = 1 log1 = 0 pH = pK_k = -log(1,8∙10^-5) = 5 - log(1,8) ≈ 5 - 0,25 ≈ 4,75

2^o C_k = 10C_s C_k/C_s = 10 log10 = 1 pH = 4,75 - 1 = 3,75

3^o C_k = 0,1C_s C_k/C_s = 0,1 log0,1 = -1 pH = 4,75 - (-1) = 5,75

(ponieważ C_Z to to samo, co C_S)

bufor amoniakalny = NH₃ + NH₄Cl

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl^- (znaczenie marginalne)

H₃O⁺ + NH₃ ↔ NH₄⁺ + H₂O

OH^- + NH₄⁺ ↔ NH₃ + H₂O

NH₃ + H₂O ↔ NH⁺ + OH^-

K_{Z NH3} = 1,8∙10^-5

1^o C_S = C_Z C_S/C_Z = 1 log1 = 0 pH = 14-4,75 = 9,25

2^o C_S = C_Z = 10 pH = 9,25 - 1 = 8,25

3^o C_S/C_Z = 0,1 pH = 9,25 + 1 = 10,25

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃O⁺

bufor fosforanowy - ciekła mieszanina zawierająca dwa fosforany

H₃PO₄ H₂PO₄^- HPO₄^2-

diwodorofosforan monowodorofosforan

H₂PO₄^- + H₂O ↔ HPO₄^2- + H₃O⁺

K_K = 10^-1

środowisko umiarkowanie obojętne

Rozpuszczalność soli trudnorozpuszczalnych

Halogenki srebra - sole bardzo trudno rozpuszczalne

Roztwór nasycony:

- roztwór o maksymalnym (w danych warunkach) stężeniu

- istnieją sposoby na uzyskanie roztworu przesyconego, ale nie pozostaje on w równowadze termodynamicznej, natomiast nasycony pozostaje w równowadze termodynamicznej z fazą stałą tej substancji

(AgCl)_st ↔ Ag⁺ + Cl^-

(← wielkość stała w przypadku równowagi między fazą stałą a roztworem)

K[(AgCl)_st] = [Ag⁺][Cl^-]

Iloczyn rozpuszczalności (I)

I_AgCl = [Ag⁺][Cl^-]

Rozpuszczalność (S) - stężenie molowe roztworu nasyconego

S_AgCl = 10^-5 mol/dm³

[Ag⁺] = [Cl^-] = 10^-5 mol/dm³

I_AgCl = 10^-5 ∙ 10^-5 = 10^-10

S_AgI = 10^-8 mol/dm³

I_AgI = 10^-16

(Ag₂CrO₄)_st ↔ 2Ag⁺ + CrO₄^2-

I = (2s)² ∙s = 4s³

↑

jedna rozpuszczona część

daje dwa jony Ag

„I” może być kryterium porządkującym S gdy poszczególne cząsteczki substancji dysocjują na tą samą liczbę jonów; gdy substancja dysocjuje na różną liczbę jonów to kryterium jest wyłącznie S.

Argentometria:

- analiza strąceniowa ze związkami srebra

- np. do określenia ilości chlorków w produkcie - miareczkowanie mianowanym roztworem srebra (mianowany = o znanym stężeniu)

Ag⁺ + Cl^- AgCl↓

- indykator - roztwór chromiany potasu (barwa żółta; badany roztwór staje się lekko żółtawy); wytrąca się chlorek (chromian srebra się nie wytrąci póki nie wytrąci się AgCl); od jednej kropli nadmiaru chromianu potasu roztwór robi się ciemnoczerwony (od wytrąconego chromianu srebra) ← metoda bezpośrednia (Mohra).

Procesy utleniania i redukcji

Utlenianie - proces „odbierania” elektronów (dezelektronacja); podwyższenie ładunku dodatniego substancji ulegającej utlenianiu.

Redukcja - powiększenie puli elektronów substancji ulegającej redukcji.

Utlenianie i redukcje są wzajemnie sprzężone. Substancja redukowana jest utleniaczem dla reduktora.

KMnO₄ K⁺ + MnO₄^- (← jeden z najsilniejszych utleniaczy)

MnO₄^- + H₂C₂O₄ = CO₂ + Mn²⁺

kwas szczawiowy,

słaby

UZUPEŁNIĆ REAKCJAMI Z ZESZYTU!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!!! (są w dwóch różnych wykładach!!!!!!!!!!)

Potencjał redukująco-utleniający - wzór Nernsta; substancja charakteryzująca się wyższą wartością potencjału Nernsta jest utleniaczem w stosunku do substancji o niższej wartości potencjału.

α_utl + ne + k[H₃O⁺] = β_red + mH₂O

Równanie Nernsta:

R - stała gazowa

T - temperatura bezwzględna

n - liczba elektronów

F - stała Faradaya (ładunek, który musi przepłynąć przez roztwór, aby zredukować 1M 1+ kationów) ≈ 96500 cul/mol ładunków jednododatnich

w temperaturze pokojowej

E^o - wartość potencjału Nernsta, gdy C wszystkich reagentów procesów redukcyjnych będą jednostkowe; tam, gdzie są produkty gazowe można stężenia zastąpić ciśnieniami

Normalne półogniwo wodorowe

redukcja 2H₃O⁺ + 2e = H₂ + 2H₂O

= 0V = 0

(umownie 0)

I II

E = -1,8V E = -3,75V układ o wyższej wartości E jest utleniaczem

utleniacz reduktor

Jeśli potencjał redoksowy metalu jest niższy niż potencjał elektrody zanurzonej w wodzie, to metal wypiera wodór z wody.

← minimalny potencjał metalu mogącego wyprzeć wodór z wody

← dla równania Nernsta

↑

dla interwału 20-25^oC

Półogniwa I rodzaju - półogniwa odwracalne ze względu na kation

Meⁿ⁺ + ne^- ↔ Me

równowaga między roztworem a metalem

Półogniwa II rodzaju - półogniwa odwracalne ze względu na anion

Cl₂ + 2e^- ↔ 2Cl^-

Półogniwa III rodzaju - półogniwa redukująco-utleniające (materiał elektrody aktywnie uczestniczy w równowadze materiał-roztwór).

Ogniwa elektrochemiczne

Ogniwa - układy dwóch półogniw; jeśli ich potencjały się różnią to mamy przepływ prądu elektrycznego. Pracują na zasadzie utleniania i redukcji.

siła elektromotoryczna (SEM) = napięcie

SEM = E_utl - E_red ≥ 0

MnO₄^- + 5e + 8H₃O⁺ = Mn²⁺ + 12H₂O

H₂O₂ - 2e + 2H₂O = O₂ + 2H₃O⁺

O₂ + 2e + 2H₃O⁺ = H₂O₂ + 2H₂O

↓

normalna siła elektromotoryczna

(
)

2MnO₄^- + 10e + 16H₃O⁺ + 5H₂O₂ - 10e + 10H₂O = 2Mn²⁺ + 24H₂O + 5º₂ + 10H₃O⁺

2MnO₄^- + 6H₃O⁺ + 5H₂O₂ = 2Mn²⁺ + 14H₂O + 5O₂

K jest niezależne od stężenia (perpetum mobile - tak być nie może!)

Prąd płynie dlatego, iż układ nie jest w stanie równowagi

C_r [r]

Promieniotwórczość

Jądro - nukleony (proton + neutron); jest nośnikiem praktycznie całej masy atomu (nukleon jest cięższy od elektronu ok. 24x).

Liczba protonów - liczba atomowa (porządkowa).

Liczba masowa - sumaryczna liczba protonów i neutronów.

Izotopy - jądra (atomy) mające rą samą liczbę atomową, ale różniące się liczbą neutronów. Izotopy wodoru - H, D (deuter), T (tryt)

Izobar - atomy o tej samej liczbie masowej, ale różniące się liczbami atomowymi.

Izotony - mają identyczne liczby neutronów w jądrze.

Masa atomowa - ważona średnia pomiędzy izotopami danego atomu

Promieniowanie α:

- mają charakter korpuskularny; są to podwójnie zjonizowane atomy helu

- cząstka α

- pierwsze prawo przesunięć

Promieniowanie β:

- prawo rozpadu promieniotwórczego

λ - stała rozpadu promieniotwórczego (im jest większa tym szybszy rozpad; λ = 0 - pierwiastki trwałe, brak promieniotwórczości).

Promieniowanie γ - skutek rozpadu cząstek α lub β

Czas połowicznego zaniku radioizotopu - czas, po którym z wyjściowej liczby nuklidów zostaje połowa.

Pierwiastek niepromieniotwórczy - jest promieniotwórczy, ale T_1/2 jest nieskończenie długi.

Budowa materii

m_e- ≈ 9∙10^-31 kg

m_p = m_n = 10^-27 kg

d_e- = 10^-13 m

d_p = d_n = 10^-15 m

Postulaty Bohra

1^o

h - stała Plancka (6,62∙10^-34 J∙s)

n (liczba kwantowa) = 1, 2, 3, ...

2^o elektron może dokonywać przeskoków pomiędzy orbitalami dozwolonymi

n m E_m > E_n

Δ E_{n m} = hν

Budowa atomu

Liczby kwantowe:

- n - główna liczba kwantowa (1, 2, 3, ...; K, L, M, ...)

- l - poboczna liczba kwantowa; 0 (s), 1 (p), 2, (d), 3 (f), ..., (n-1); miara deformacji orbity (im wyższa wartość l, tym bardziej płaska orbita)

- m_l - magnetyczna liczba kwantowa; m_l = -l, -(l-1), ..., 0, 1, ..., +l

- m_s - spinowa liczba kwantowa; m_s = ±1/2

Zakaz Pauliego - w danym atomie nie mogą występować dwa lub więcej elektronów o identycznych wszystkich liczbach kwantowych

Struktura układu okresowego pierwiastków chemicznych

Reguła Hunda

Powłoka walencyjna

₁H: 1s¹

₂He: 1s²

₃Li: 1s² 2s¹

₄Be: 1s² 2s²

₅B: 1s² 2s² 2p¹

₆C: 1s² 2s² 2p²

₇N: 1s² 2s² 2p³

₈O: 1s² 2s² 2p⁴ (2s²)

₉F: ... 2s² 2p⁵

₁₀Ne: ...2s² 2p⁶

gaz szlachetny

₁₁Na: [Ne] 3s¹

₁₂Mg: [Ne] 3s²

Ar: [Ne] 3s² 3p⁶

K: [Ar] 4s¹

Ca: [Ar] 4s²

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn [Ar] 4s² 3d^1-10

Cu, Cr - pierwiastki przejściowe

Promocja

Cr

Cu

(zamiast

)

Ga Ge As Se Br Kr 4s² 4p^1-6

Kr [Ar]* 4s² 4p⁶

Rb Sr

5s¹ 5s²

Xe [Kr]* 5s² 5p⁶

Uran - najcięższy pierwiastek naturalny; kończy wszystkie pierwiastki występujące w naturze.

Transuranowcy - pierwiastki leżące za uranem, otrzymane wyłącznie sztucznie.

Kształty orbitali

Struktura cząsteczki wody

H: 1s¹

O: 2s² 2p⁴

Hybrydyzacja tetraedryczna - zmieszanie orbitali (tworzenie hybrydy): 2s 2p sp³

Struktura tetraedryczna

Jon hydronowy H₃O⁺

Wiązanie sigma - wiązanie między nakładającymi się orbitalami wzdłuż ich osi symetrii.

Wiązanie pi - boczne nakładanie się orbitali nieshybrydyzowanych.

W związkach, w których występuje wiązanie podwójne występuje jedno wiązanie sigma i jedno pi.

1s + 1p 2sp - hybrydyzacja liniowa (digonalna); daje wiązanie podwójne, a jednocześnie liniowy kształt cząsteczki

dsp² - hybrydyzacja kwadratowa; wszystkie orbitale leżą w jednej płaszczyźnie i są skierowane w narożniki kwadratu

6d²sp³ - hybrydyzacja heksagonalna

23

---