Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
CHEMIA OGÓLNACHEMIA OGÓLNA
Wykład 2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
2
Co to jest materia?
Materia
cząsteczka
związki chemiczne
pierwiastki
atom
PbS
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
3
Budowa atomu
atomatom
jądrojądro elektronyelektrony
protonprotonneutronneutron
symbol: eładunek: -1 (elementarny),
-1,602x10-19 [C]masa: 1/1836 [u]
0,91096x10-27 [g]symbol: n
ładunek: 0 (neutral)masa: 1 [u]
1,6749x10-24 [g]
symbol: pładunek: +1 (elementarny),
+1,602x10-19 [C]masa: 1 [u]
1,6749x10-24 [g]
1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla C126
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
4
EAZ
Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze
Każdy atom jest elektrycznie obojętny liczba protonów = liczbie elektronów
Przykład:Przykład:
O168
Atom tlenu zawiera:
Z = 8 protonów = 8 elek tronów
A = 16 16 - 8 protonów = 8 neutronów
A – liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
5
IzotopyC12
6 C136 C14
6
Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów
nazywane są izotopami.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
6
Model atomu Rutherford
PlanckPlanck – kwant energii
νhEE 12
h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],
- częstotliwość
Model atomu Bohra
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
7
Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra –
rozwiązanie równania Schrödingera orbital
0ΨVEh
m8π
z
Ψ
y
Ψ
x
Ψ2
2
2
2
2
2
2
2
1dvz)y,Ψ(x,2
E – całkowita energia elektronu,
V – energia potencjalna,
m – masa elektronu,
SchrödingerSchrödinger – funkcja falowa - równanie Schrödingera
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
8
• n – główna liczba kwantowa – określa energię elektronu
przyjmuje wartości (1,2,3,...),
• l – poboczna liczba kwantowa - określa bardziej
szczegółowo energię elektronu, determinuje kształt orbitalu –
przyjmuje wartości: 0, 1, ..., (n-1)
• m – magnetyczna liczba kwantowa – określa orientację
orbitalu w przestrzeni – przyjmuje wartości: ( -l, ..., +l)PrzykładPrzykład::
n = 1, l = 0, m = 0 orbital 1s,
n = 2, l = 1, m = -1 orbital 2px,
n = 3, l = 2, m = 2 orbital 22 yx3d
Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
9
Główna liczba kwantowa
Poboczna liczba
kwantowa
Magnetyczna liczba
kwantowaTyp
orbitaluLiczba
elektronówMaksymalna
liczba elektronów
n = 1 l = 0 m = 0 1s 2 2
n = 2
l = 0 m = 0 2s 2
18l = 1
m = –1 2px
6m = 0 2py
m = 1 2pz
n = 3
l = 0 m = 0 3s 2
32
l = 1
m = –1 3px
6m = 0 3py
m = 1 3pz
l = 2
m = –2
10
m = –1
m = 0 3dxy
m = 1 3dxz
m = 2 3dyz
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
10
orbital typu s
orbital typu p
Typy orbitaliTypy orbitali
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
11
Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się
ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa
21
Zasada Paulinga :Zasada Paulinga : w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony
o takich samych liczbach kwantowych, czyli tej samej energii.
Modele orbitali dla atomów helu i węgla
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Reguła Hundta:Reguła Hundta: orbitale na tym samym poziomie (np.
trzy orbitale p: px, py, pz) są wypełniane najpierw
pojedynczymi elektronami o takim samym spinie.
Dopiero później następuje parowanie przez elektrony o
przeciwnym spinie.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
13
Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego
1H 1 elektron na orbitalu s 1H = 1s1
2He = 1s2
8O 8 elektronów 1s2 2s2 2p4
lub, wiedząc, że 2He = 1s2
8O = [2He] 2s2 2p4
6
4d7 siedem elektronów na orbitalu 4d
6f7 siedem elektronów na orbitalu 6f
4 4
6
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
14
Przesunięcie poziomu energetycznegoPrzesunięcie poziomu energetycznego
s s s s s s s
p p p p p
d d d
f f
1 2 3 4 5 6 7
75Re = [54Xe] 6s2 4f145d5
22Ti = [18Ar] 4s2 3d2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Układ okresowyUkład okresowyDmitrij Iwanowicz Mendelejew, rosyjski
chemik urodzony w Tobolsku na Syberii
odkrył w 1869 roku prawo okresowości
pierwiastków chemicznych, które mówiło,
że właściwości pierwiastków są
periodycznie zależne od ich mas
atomowych. Na tej podstawie przewidział
istnienie pierwiastków jeszcze wtedy nie
odkrytych, jak skand, wanad.
Tablica Mendelejewa
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
16
Współczesny układ okresowyWspółczesny układ okresowy
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
17
Bloki elektronowe w układzie Bloki elektronowe w układzie okresowymokresowymblok s
blok d
blok p
blok f
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
18
Zmiana właściwości pierwiastków Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowymw układzie okresowym
Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki
zajmowanej przez elektrony.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
19
Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia
elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
20
Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do
przyciągania elektronów.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
21
Nazewnictwo grup układu okresowegoNazewnictwo grup układu okresowegogrupa pierwiastków nazwa systematyczna nazwa zwyczajowa
1 litowce metale alkaliczne
2 berylowcemetale ziem alkalicznych, wapniowce (oprócz Be)
13 borowce glinowce (oprócz B)
14 węglowce —
15 azotowce —
16 tlenowce —
17 fluorowce chlorowce, halogenowce
18 helowce gazy szlachetne
Fe, Co, Ni żelazowce
pierwiastki o l. at. 58 – 71 lantanowce
pierwiastki o l. at. 90 – 103 aktynowce
pierwiastki za uranem transuranowce
Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt platynowce
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
22
Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami
powłoki elektronowe
Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa minimalna energia
Przykład:Przykład:
Atom sodu: 11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 =[10Ne] 3s1 jeden elektron
walencyjny. Sód daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje
się kationem sodu
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
23
Chlor: 17Cl =[10Ne] 3s23p5 7 elektronów walencyjnych, potrzebuje
jednego elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę
walencyjną.
+ N a C l + - N a + C l Na+Cl-
Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym
Jony są razem elektrostatyczne przyciąganie
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
24
Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się
elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7)
elektroujemnośćelektroujemność - (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania
elektronówIA1
018
1H2,1
IIA2
IIIA13
IVA14
VA15
VIA16
VIIA17
2He
3Li1,0
4Be1,5
5B2,0
6C2,5
7N3,0
8O3,5
9F4,0
10Ne
11Na0,9
12Mg1,2
13Al1,5
14Si1,8
15
P2,1
16S2,5
17Cl3,0
18Ar
19K0,8
20Ca1,0
31
Ga1,6
32
Ge1,8
33As2,0
34Se2,4
35Br2,8
36Kr
37Rb0,8
38Sr1,0
49In1,7
50Sn1,8
51
Sb1,9
52Te2,1
53I
2,5
54Xe
55Cs0,7
56137,34
Ba0,9
81Tl1,8
82Pb1,8
83
Bi1,9
84Po2,0
85At2,2
86Rn
87
Fr0,7
88Ra0,9
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
25
Dwa atomy wodoru, 1H = 1s1
Najbliższy gaz szlachetny - 2He = 1s2
Wiązanie każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy
się wspólna para elektronowa
H H + H H
Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem wiązaniem atomowym lub wiązaniem
kowalencyjnym.kowalencyjnym.
Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest
mniejsza niż 0.4
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
26
+ ClCl Cl2ClCl ClCl
O O+ O O O2OO
N + N N N N2NN
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
27
Jeśli różnica elektroujemności jest miedzy 0.4 a 1.7?
Wtedy jeden z atomów o większej elektroujemności silniej przyciąga
parę elektronową. Para elektronowa jest przesunię w kierunku atomu
bardziej elektroujemnego.
OHH
+ H + HO O H H
Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym spolaryzowanym
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
28
Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo wiązanie koordynacyjne (donorowo
akceptorowe)akceptorowe)
+ H+
H
H
NH HN
H
H
H
+ +
NH4+H N
H
H
H
W niektórych przypadkach para elektronowa pochodzi tylko od
jednego atomu. Atom dający parę elektronową jest nazywany
„donorem”, natomiast atom przyjmujący parę elektronową jest
nazywany „ akceptorem”.
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
29
Wiązanie metaliczneWiązanie metaliczne
W sieci krystalicznej znajdują się rdzenie atomowe- dodatnie jony, a
między nimi jest - „gaz elektronowy” – wolne elektrony swobodnie
poruszają się w sieci krystalicznej metalu
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
30
Orbitale molekularneEN
ER
GIA 1s 1s
antywiążący
wiążący
Orbital atomowy
Orbital atomowy
Orbital cząsteczkowy
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
31Tworzenie orbitali
molekularnych
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
32
HybrHybrydyzacjaydyzacja
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Stany atomowe węglaStany atomowe węgla
Hybrydyzacja sp3
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
34metanetan
Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp33
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
35
Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp22
eten (etylen)
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
36
2s 2p sp 2pz 2pz sp2 C*: + CH CH
etyn H H (acetylen)
Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp
etyn (acetylen)
Top Related