CHEMIA OGÓLNA

Wojciech Solarski

WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM:mgr inż. Alicja Łukaszczykmgr inż. Zbigniew Szklarzdr Urszula Lelek-Borkowska

KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, pok.44, tel. 012-617-27-04.Lokalizacja: http://www.biuletyn.agh.edu.pl/pliki/mapa_agh.pdf

KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI

ul. Reymonta 23, sala 54 Ip

WYKŁAD: Dr Wojciech Solarski,

Podręcznik: Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski.

Podręcznik internetowy: J.Banaś, W.Solarski. E-Chemia dla inżynierów www.chemia.odlew.agh.edu.pl

Materiały do ćwiczeń: Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.plZakładka: Dydaktyka/Wydział IMiR/St.zaoczne/Chemia Ogólna

1. Obliczenia chemiczne2. Typy reakcji chemicznych3. Klasyfikacja związków chemicznych4. Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją5. Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń)

Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s.54.

Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banasia, W.Solarskiego.

Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMiR.

Podstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne, nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). ChdI czI.

Budowa atomu. Elektronowa struktura atomu. Model atomu Bohra. Kwantowo - mechamiczny model atomu. Orbital - graficzne rozwiazania równania Schrödingera. Liczby kwantowe. Zapis elektronowej struktury atomu (dla atomów do n=20). ChdI czI.

Układ okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. ChdI czI.

Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). ChdI czI.

Klasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych (kreskowe i elektronowe). ChdI cz.IV.

Stany skupienia materii. Gaz doskonały (równanie stanu gazu, równanie Clapeyrona). Gaz rzeczywisty (równanie van der Waalsa). Skraplanie gazu. Ciecze. Parowanie cieczy. Prężność pary nasyconej. Napięcie powierzchniowe cieczy. Ciała stałe. Rodzaje struktur krystalicznych. ChdI czII.

Przemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy.

Roztwory. Stężenia roztworów. ChdI cz.IV,cz.V

Obliczenia chemiczne. Stechiometria. Termochemia. Reakcje redox. ChdI cz.IV.

Chemia organiczna. Struktura związków organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy. ChdI cz.IX.

Naturalne i sztuczne tworzywa wielkocząsteczkowe. Polimeryzacja addycyjna. Polimeryzacja kondensacyjna. Charakterystyka polimerów addycyjnych (PE, PP, PCV, PS, PTFE). Charakterystyka polimerów kondensacyjnych (fenoplasy, aminoplasy. poliamidy, poliestry, silikony). ChdI cz.IX.

Elektrochemia. Definicja potencjału standardowego. Szereg napięciowy metali. Ogniwa. Akumulatory. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Mechanizm powstawania rdzy. Metody ochrony przed korozją. ChdI cz.VI i VII.

Chemia dla inżynierów, cz. I, II, IV, V, VI, VII, IX

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

11

Chemia w technice

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

12

Zastosowanie plastików i kompozytów

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

13

KOROZJA – NISZCZENIE MATERIAŁÓW

Korozja metali

Ochrona przed korozją

Tworzywa metaliczne

Energochłonność

Zanieczyszczenie środowiska

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

16

Czyste powietrze

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

17

Zanieczyszczenia powietrza

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

18

Zanieczyszczenia powietrza CO2

BUDOWA MATERII

Podstawy chemii Chemia - nauka zajmującą się budową materii,

jej właściwościami oraz przemianami, jakim ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe.

Materia zbudowana jest z atomów. Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie.

Rozmiary atomów zależą od rodzaju pierwiastka, im bardziej złożona budowa atomu tym większy jego promień.

Pierwiastek – zbiór atomów charakteryzujących się jednakową liczbą atomową (ta sam liczba protonów w jądrze)

Związek chemiczny – zbiór cząsteczek składających się z atomów różnych pierwiastków

Podstawy chemii Związek chemiczny – rodzaj materii złożonej składającej się z

cząsteczek heteroatomowych, która może ulec rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze

Mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości substancji, zmieszanych w dowolnym stosunku

Budowa atomu

Badania struktury jąder atomowych pozwoliły odkryć około 200 cząstek elementarnych, wśród nich protony, neutrony, elektrony.

Istnieją bardziej podstawowe cegiełki materii, zwane kwarkami, które budują cząstki uważane do niedawna za elementarne.

Budowa atomu

Large Hadron Collider (Wielki Zderzacz Hadronów Nukleonów)

Budowa atomu

Budowa atomu

Cząstka Masa, g Masa, u Ładunek, C

Symbol Trwałość

poza jądrem

proton 1,6726*10-24

1,00728 +1,602*10-19

p duża

neutron 1,6749*10-24

1,00867 0 n mała

elektron 0,91096*10-27

1/1836 -1,602*10-19

e duża

Nu

kle

ony

Budowa atomu

Cząstka Masa, u Ładunek, elementarny

Symbol

proton Ok.1 +1 p

neutron Ok.1 0 n

elektron 1/1836 -1 e

Opis atomu pierwiastka

Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę masową A.

Symbole pierwiastków wywodzą się na ogół z nazw greckich lub łacińskich np.: hel helium He, azot nitrogenium N, tlen oxygenium O, sód – natrium Na, żelazo – ferrum Fe. Niektóre wykryte w ostatnich latach noszą nazwy wywodzące się od nazwisk uznanych uczonych np. pierwiastek 99 nosi nazwę einsteinium Es, a 107 bohrium Bh.

EA

Zliczba atomowa

liczbę masową symbol pierwiastka

Budowa atomu

O168

Li63

8 protonów

8 neutronów

8 elektronów

3 protony

3 neutrony

3 elektrony

H111 proton

1 elektron

Na rysunku pominięto neutrony

Budowa atomu

He42 Be8

4

IZOTOPY CHLORU-

TE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE

Cl3117

Cl3217

Cl3517

Cl3717

Cl3917

Cl4117

17 protonów, 14 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 15 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 18 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 20 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 22 neutronów, 17 elektronów

17 protonów, 24 neutronów, 17 elektronów

IZOTOPY CHLORU

MASA ATOMOWA

49,3597,852,261003723,24

1003577,75

SPOSÓB PRZYBLIŻONY NIE UWZGLĘDNIAJĄCY DEFEKTU MASY WYNIKAJĄCEGO Z DZIAŁANIE SIŁ JĄDROWYCH WEWNĄTRZ JĄDRA

Elektronowa struktura atomów

DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE?

Elektronowa struktura atomów

Teoria N.Bohra:

ELEKTRON KRĄŻY WOKÓŁ JĄDRA PO ORBITACH DOZWOLONYCH

RUCH ELEKTRONU NA ORBICIE BEZ UTRATY ENERGII

Moment pędu jest kwantowany

mvr = nh/2

siła elektrostatycznego przyciągania = siła odśrodkowa

r

vm

r

ee 2

2

**

Elektronowa struktura atomów

N.Bohr wyliczył:

1. Energię elektronu

2. Promień orbity

3. Z równania

E = h*

Częstotliwość promieniowania

Mechanika kwantowa

0)VE(h

m8

zyx 2

2

2

2

2

2

2

2

Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej opisującym ruch cząstek w przestrzeni jest równanie Schrödingera:

- funkcja falowa

m – masa

h – stała Plancka

E – energia

V – energia potencjalna

Orbitale s

Rozwiązania r. Schrödingera

Orbital s

Rozwiązania r. Schrödingera

Rozwiązania r. Schrödingera

Orbitale p

Rozwiązania r. Schrödingera

Orbitale d

Liczba spinowaSpin elektronów

1.10.10dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

43

Orbital 1s

Orbital 2s Orbital 2p

Orbital 3s

Orbital 2p

Orbital 3p

Rozwiązania r. Schrödingera Rozwiązaniem równania Schrödingera są pewne funkcje własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n, l, m. Liczba n jest nazywana główna liczba kwantową może przyjmować wartości kolejnych liczb naturalnych (całkowitych, dodatnich): 1, 2, 3...... Poboczna liczba kwantowa l może przybierać wartości 0, 1, 2... (n - 1). Liczba m nazywana jest magnetyczną liczba kwantową. Liczba m osiąga wartości z przedziału <-l,+l>. Zestaw tych trzech liczb kwantowych nosi nazwę orbitalu. Poszczególne orbitale określa się skrótami, które zawierają głowną liczbę kwantową oraz poboczną liczbę kwantową w postaci litery. Przyjęto nazywać wartość l = 0 literą s, l =1 literą p, l = 2 literą d oraz l = 3 literą f.

Liczby kwantowe Stan energetyczny elektronu określają cztery liczby kwantowe:

       główna liczba kwantowa n, (n = 1,2,3,4....)

       poboczna liczba kwantowa l, (l = 0 ..... n-1)

       magnetyczna liczba kwantowa m, (m = <-l, +l>

       magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms (ms = +1/2, -1/2

gdy poboczna liczba kwantowa: l = 0 oznaczamy ją literą s,

l = 1 oznaczamy ją literą p,

l = 2 oznaczamy ją literą d,

l = 3 oznaczamy ją literą f.

Konfiguracja elektronowa

Elektrony walencyjne

Konfiguracja elektronowa pierwiastków Dublet i oktet elektronowy Najbardziej biernymi pierwiastkami

chemicznymi są helowce. hel 1s2

neon [He] 2s2p6

argon [Ne] 3s2p6

krypton [Ar] 3d10 4s2p6

ksenon [Kr] 4d10 5s2p6

radon [Xe] 4f14 5d10 6s2p6

Wiązania chemiczne

JONOWE (HETEROPOLARNE)

KOWALENCYJNE (ATOMOWE)

KOORDYNACYJNE

METALICZNE

Elektroujemność- jest to zatem pewna tendencja atomu pierwiastka do przyciągania elektronów

walencyjnych innych atomów. Na wielkość elektroujemności główny wpływ mają dwa czynniki:

- odległość powłoki walencyjnej od jądra atomowego

- zdolność atomu do stworzenia powłoki zawierającej osiem elektronów.

Wyższą elektroujemnością będą charakteryzować się pierwiastki początkowych okresów (mały promień atomowy, silniejsze przyciąganie przez dodatnie jądro) i końcowych grup (duża ilość elektronów walencyjnych ułatwia osiągnięcie oktetu).

WIĄZANIE KOWALENCYJNEDOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI <0-0,4>

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

H H + H H

DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

+ ClCl Cl2ClCl ClCl

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE - SPOLARYZOWANE

DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ROŻNICY ELEKTROUJEMNOŚCI <0,4-1,7>

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

Kryształ molekularny lodu

WIĄZANIE JONOWE

11Na 1s2 2s2p6 3s1

Przykład: NaCl

Sód chętnie reaguje z chlorem. Konfigurację elektronową atomu Na można zapisać:

W czasie reakcji tworzy się jon sodu o konfiguracji elektronowej:

11Na+ 1s2 2s2p6

WIĄZANIE JONOWESód chętnie reaguje z chlorem:

Na(s) + ½Cl2(g) NaCl(s)

WIĄZANIE JONOWE

17Cl- 1s2 2s2p6 3s2p6

Atom chloru o konfiguracji: 17Cl 1s2 2s2p6 3s2p5

przyjmuje elektron i tworzy anion Cl-

NaCl

WIĄZANIE JONOWE

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)

powstaje, gdy wiążąca para elektronów pochodzi wyłącznie od jednego pierwiastka. Jest on donorem pary elektronowej, a drugi z pierwiastków staje się akceptorem.

+ H+

H

H

NH HN

H

H

H

+ +

NH4+H N

H

H

H

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)

WIĄZANIE METALICZNEWiązanie to występuje w metalach. Elektrony walencyjne atomów metalu mogą swobodnie poruszać się między dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowiąc tzw. zdelokalizowany gaz elektronowy. Uporządkowany ruch elektronów to przepływ prądu elektrycznego.

WIĄZANIE METALICZNE