wyklad2.pps

(1)

CHEMIA OGÓLNA

(2)

2

Co to jest materia?

Materia

cząsteczka

związki

chemiczne

pierwiastki

atom

PbS

(3)

3

Budowa atomu

atom

jądro

_elektrony

proton

neutron

symbol: e ładunek: -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: p ładunek: +1 (elementarny), +1,602x10-19 _[C] masa: 1 [u] 1,6749x10-24 _[g]

(4)

4

E

A

Z

Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze

Każdy atom jest elektrycznie obojętny  liczba protonów = liczbie elektronów

Przykład:

O

16 8

Atom tlenu zawiera:

Z = 8  protonów = 8 elek tronów

A = 16  16 - 8 protonów = 8 neutronów

(5)

5

Izotopy

C

12 6

C

13 6

C

14 6

Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów nazywane są izotopami.

(6)

6 Model atomu Rutherford

Planck

Planck – kwant energii

ν

h

E

₂



₁





h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],  - częstotliwość

(7)

7 Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra –

rozwiązanie równania Schrödingera orbital



E

V



Ψ

0 h

m

8π

z

Ψ

y

Ψ

x

Ψ

2 2 2 2 2 2 2 2

















1 dv

z)

y,

Ψ(x,

2





E – całkowita energia elektronu, V – energia potencjalna,

m – masa elektronu,

Schrödinger

(8)

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)

Przykład

Przykład: :

n = 1, l = 0, m = 0  orbital 1s, n = 2, l = 1, m = -1  orbital 2p_x,

n = 3, l = 2, m = 2  orbital 3d_x2__y2

(9)

9 Główna liczba kwantowa Poboczna liczba kwantowa Magnetyczna liczba kwantowa Typ

orbitalu elektronówLiczba

Maksymalna liczba elektronów n = 1 l = 0 m = 0 1s 2 2 n = 2 l = 0 m = 0 2s 2 18 l = 1 m = –1 2p_x 6 m = 0 2p_y m = 1 2pz n = 3 l = 0 m = 0 3s 2 32 l = 1 m = –1 3p_x 6 m = 0 3py m = 1 3pz l = 2 m = –2 10 m = –1 m = 0 3d_xy m = 1 3d_xz m = 2 3dyz

(10)

10 orbital typu s

orbital typu p

Typy orbitali

(11)

11 Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się

m_s – magnetyczna spinowa liczba kwantowa _      2 1 Zasada Paulinga :

Zasada Paulinga : w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony

o takich samych liczbach kwantowych, czyli tej samej energii.

(12)

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.

(13)

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

(14)

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

(15)

Układ okresowy

Dmitrij 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.

(16)

16

Współczesny układ okresowy

(17)

17

Bloki elektronowe w układzie

okresowym

blok s blok d blok p blok f

(18)

18

Zmiana właściwości pierwiastków

w układzie okresowym

Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki

(19)

19

Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia

(20)

20

Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do

(21)

21

Nazewnictwo grup układu okresowego

grupa pierwiastków nazwa systematyczna nazwa zwyczajowa

1 litowce metale alkaliczne

2 berylowce metale 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

(22)

22 Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami

powłoki elektronowe

Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa  minimalna energia

Przykład:

Atom sodu: ₁₁Na = 1s2 _2s2 _2p6 _3s1 _=[

10Ne] 3s1  jeden elektron

walencyjny. Sód  daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje się kationem sodu

(23)

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.

+

Na Cl Na+ + Cl

-

Na+Cl-

Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie

(24)

24 Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7)

elektroujemność

elektroujemność - (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania

elektronów IA 1 0 18 1 H 2,1 IIA 2 IIIA13 IVA 14 VA 15 VIA 16 VIIA 17 2 He 3 Li 1,0 4 Be 1,5 5 B 2,0 6 C 2,5 7 N 3,0 8 O 3,5 9 F 4,0 10 Ne 11 Na 0,9 12 Mg 1,2 13 Al 1,5 14 Si 1,8 15 P 2,1 16 S 2,5 17 Cl 3,0 18 Ar 19 K 0,8 20 Ca 1,0 31 Ga 1,6 32 Ge 1,8 33 As 2,0 34 Se 2,4 35 Br 2,8 36 Kr 37 Rb 0,8 38 Sr 1,0 49 In 1,7 50 Sn 1,8 51 Sb 1,9 52 Te 2,1 53 I 2,5 54 Xe 55 Cs 0,7 56 137,34 Ba 0,9 81 Tl 1,8 82 Pb 1,8 83 Bi 1,9 84 Po 2,0 85 At 2,2 86 Rn 87 Fr 0,7 88 Ra 0,9

(25)

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

Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem wiązaniem atomowym lub wiązaniem

kowalencyjnym.

Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0.4

(26)

26

+

Cl

_Cl

Cl

₂

O

+

O

_O

O

₂

(27)

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. O H H    + H O + H H O H

Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym spolaryzowanym

(28)

28 Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo wiązanie koordynacyjne (donorowo

akceptorowe) akceptorowe) + H+ H H N H H N 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”.

(29)

29

Wiązanie metaliczne

W sieci krystalicznej znajdują się rdzenie atomowe- dodatnie jony, a między nimi jest - „gaz elektronowy” – wolne elektrony swobodnie

(30)

30 Orbitale molekularne

E

N

E

R

G

IA

_1s

antywiążący  wiążący  Orbital atomowy Orbital atomowy Orbital cząsteczkowy

(31)

31

(32)

32

Hybr

(33)

Stany atomowe węgla

(34)

34

metan etan

Hybrydyzacja sp

(35)

35

Hybrydyzacja sp

Hybrydyzacja sp22

(36)

36

Hybrydyzacja sp