CHEMIA OGÓLNA

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

CHEMIA OGÓLNACHEMIA OGÓLNA

Wykład 2


2

Co to jest materia?

Materia

cząsteczka

związki chemiczne

pierwiastki

atom

PbS


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


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


5

IzotopyC12

6 C136 C14

6

Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów

nazywane są izotopami.


6

Model atomu Rutherford

PlanckPlanck – kwant energii

νhEE 12

h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],

- częstotliwość

Model atomu Bohra


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


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


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


10

orbital typu s

orbital typu p

Typy orbitaliTypy orbitali


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


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

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


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


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


16

Współczesny układ okresowyWspółczesny układ okresowy


17

Bloki elektronowe w układzie Bloki elektronowe w układzie okresowymokresowymblok s

blok d

blok p

blok f


18

Zmiana właściwości pierwiastków Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowymw układzie okresowym

Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki

zajmowanej przez elektrony.


19

Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia

elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.


20

Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do

przyciągania elektronów.


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


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


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


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


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


26

+ ClCl Cl2ClCl ClCl

O O+ O O O2OO

N + N N N N2NN


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


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”.


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


30

Orbitale molekularneEN

ER

GIA 1s 1s

antywiążący

wiążący

Orbital atomowy

Orbital atomowy

Orbital cząsteczkowy


31Tworzenie orbitali

molekularnych


32

HybrHybrydyzacjaydyzacja


Stany atomowe węglaStany atomowe węgla

Hybrydyzacja sp3


34metanetan

Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp33


35

Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp22

eten (etylen)


36

2s 2p sp 2pz 2pz sp2 C*: + CH CH

etyn H H (acetylen)

Hybrydyzacja spHybrydyzacja sp

etyn (acetylen)

Documents

CHEMIA OGÓLNA