Plik do pobrania nr 1 - Chemia warta poznania

AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
AR
W
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
Materiały do zajęć dokształcających
z chemii nieorganicznej
i fizycznej
Część I
Wydział Chemii UAM
Poznań 2011
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego, która
zachowuje jego właściwości chemiczne
C
H
Średnica atomu wynosi około 10-10 m, jest on na zewnątrz elektrycznie obojętny. Składa się z
jądra atomowego i elektronów, które znajdują się w przestrzeni wokół jądra.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
W
AR
TA
Jądro atomowe
Symbol
proton
1
1 p
Ładunek [C]
Masa [u]
+ 1,6 · 10-19
1,00728
0
1,00866
- 1,6 · 10-19
0,00055
AR
Cząstka
TA
C
H
EM
PO
IA
W skład jądra atomowego wchodzą protony i neutrony (nukleony). Protony,
neutrony i elektrony są cząstkami elementarnymi.
neutron
1n
W
0
elektron
0e
EM
IA
-1
C
H
Jądro atomowe o określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze nazywa się
nuklidem
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
AR
TA
Liczba atomowa, Liczba masowa
IA
W
Liczba masowa (A) określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów)
TA
C
H
EM
PO
Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów w jądrze, jest równa liczbie
elektronów w przestrzeni wokół jądra
ZE
W
AR
A
–
Z
Liczba protonów i neutronów
–
A
Liczba neutronów
–
A-Z
C
H
EM
IA
Liczba protonów lub elektronów
Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej
AN
I
PO
ZN
EM
PO
IA
Ernest Rutherford - model planetarny (1911):
ZN
AN
IA
W
AR
TA
Modele atomów
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą elektrony
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
Niels Bohr - dodał do modelu Rutherforda teorię kwantów Plancka
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
zajmować tylko wybrane orbity
W
AR
i Einsteina: Elektrony mogą mieć tylko wybrane wartości energii i
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
Erwin Schrödinger - mechanika kwantowa na bazie dualizmu korpuskularno-
AR
falowego : Elektronów w atomach nie należy traktować jako cząstek, lecz jako
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
chmurę ładunków o gęstości opisanej przez kwadrat funkcji falowej Ψ2.
IA
Rozwiązaniem równania Schrödingera jest funkcja falowa. Funkcja falowa
EM
elektronu w atomie ma tak istotne znaczenie, ze nadano jej specjalną nazwę :
C
H
orbital atomowy.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
Orbitale atomowe - maja charakterystyczne energie i kształty.
C
H
EM
orbitale p
IA
TA
W
AR
s
C
orbital
H
EM
PO
IA
W
AR
Różne kształty oznacza się różnymi literami.
IA
EM
H
C
W
orbitale d
TA
AR
TA
AR
W
PO
ZN
ZN
AN
IA
PO
IA
EM
H
C
AN
I
Orbitale atomowe
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
W
AR
TA
Orbital atomowy opisany jest przez określoną kombinację liczb kwantowych.
Symbol
Wartości
Znaczenie
Podaje
Główna
n
1,2, …
Określa powłokę
(energię)
Wielkość
Poboczna
(orbitalna)
l
Magnetyczna
ml
Spinowa
ms
IA
W
0,1,…,n-1
EM
H
C
TA
Nazwa
AR
C
H
EM
PO
IA
Liczby kwantowe
Określa podpowłokę Kształt
l, …,0,…,-l
Określa orbitale
podpowłoki
Kierunek
+1/2, -1/2
Określa stan
spinowy
Kierunek
spinu
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Elektrony w atomie w stanie podstawowym
opisywane są przez orbitale z zachowaniem:
C
H
EM
IA
W
AR
TA
 zasady minimum energii
Zakazu Pauliego
Reguły Hunda
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
AR
EM
PO
IA
W
Zasada minimum energii
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Elektrony opisywane są w pierwszej kolejności
przez orbitale o najniższej energii (czyli
o najmniejszej głównej liczbie kwantowej)
IA
EM
H
C
W
TA
AR
TA
AR
W
PO
ZN
ZN
AN
IA
PO
IA
EM
H
C
Poziomy energetyczne
AN
I
AN
I
EM
PO
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
IA
W
AR
Zakaz Pauliego
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o tej
samej energii, czyli o takich samych wartościach
wszystkich (czterech) liczb kwantowych. Z reguły tej
wynika, że na danym orbitalu mogą się znajdować
jedynie dwa elektrony o przeciwnych spinach
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
W
AR
TA
Reguła Hunda
TA
C
H
EM
PO
IA
 liczba niesparowanych elektronów na danej
powłoce powinna być możliwie największa
EM
IA
W
AR
 pary elektronów o przeciwnych spinach są
tworzone dopiero po zapełnieniu wszystkich
orbitali
danej podpowłoki przez elektrony
niesparowane
C
H
 elektrony niesparowane na orbitalach danej
podpowłoki mają jednakową orientację spinu
H
Li
Be
Rb Sr
AR
Sc Ti
V
Y
W
Ca
B
N
O
F
Al Si P
S
Cl Ar
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac Th ...
No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt
Pt Au Hg Tl
H
EM
PO
Cs Ba La Ce ...
Ne
Sn Sb Te I
Xe
Pb Bi Po At Rn
TA
C
C
He
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
IA
K
TA
Na Mg
ZN
AN
IA
PO
ZN
AN
I
układ okresowy - bloki
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
AR
Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
W
Ac Th Pa U
IA
EM
pierwiastki bloku s
pierwiastki bloku p
C
H
pierwiastki bloku d
pierwiastki bloku f
konfiguracja helowców:
He 1s2
Ne 1s22s22p6
Ar 1s22s22p63s23p6
Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
Xe 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
Rn 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
AN
I
18Ar
1s22s22p63s23p6
PO
EM
H
W
AR
TA
C
IA
EM
H
C
ZN
AN
IA
PO
ZN
1s22s22p63s23p6
AR
-
17Cl
W
1s22s22p63s23p5
IA
17Cl
TA
Procesy tworzenia się jonów – anion
AN
I
AR
+
1s22s22p6
W
11Na
TA
1s22s22p63s1
11Na
EM
PO
IA
1s22s22p6
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
10Ne
ZN
AN
IA
PO
ZN
Procesy tworzenia się jonów – kation
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
ELEKTROUJEMNOŚĆ
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Jest to miara zdolności atomu do przyciągania pary elektronów w cząsteczce.
Związki złożone z pierwiastków o dużej różnicy elektroujemności (≥2) mają
silny charakter jonowy.
C
Elektroujemność w okresie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej, w grupie maleje
wraz ze wzrostem liczy atomowej.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
W
AR
TA
ENERGIA JONIZACJI pierwiastka jest to energia potrzebna do oderwania
elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku pierwszej
energii jonizacji I1, chodzi o atom obojętny. Na przykład, w przypadku miedzi:
EM
PO
IA
Cu(g) →Cu+(g) + e-(g)
TA
C
H
I1 = (energia Cu+ + e-) – (energia Cu)
W
AR
Wartość doświadczalna dla miedzi wynosi 785 kJ/mol. Druga energia
jonizacji I2, jest energia potrzebną do oderwania elektronu od pojedynczo
naładowanego kationu w fazie gazowej. Dla miedzi:
IA
Cu+(g)→Cu2+(g) + e-(g)
C
H
EM
I2 = (energia Cu2+ + e-) – (energia Cu+)
AN
I
ZN
AN
IA
AR
TA
PO
ZN
POWINIWACTWO ELEKTRONOWE, Ep.e., pierwiastka jest to energia wydzielona
podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym.
W
Powinowactwo elektronowe chloru to energia uwolniona w procesie:
EM
PO
IA
Cl(g) + e-(g)→Cl-(g) Ep.e. = (energia Cl + e-) – (energia Cl-)
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Atom może przyłączyć więcej niż jeden elektron. Energia uwolniona w wyniku
przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszego powinowactwa
elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona wskutek przyłączenia drugiego
elektronu to drugie powinowactwa elektronowe.
Wartość dodatnia wskazuje na silne
powinowactwo. Gdy podane są dwie
wartości, pierwsza dotyczy powstania
anionu jednoujemnego, a druga –
powstania anionu dwuujemnego z
anionu jednoujemnego.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
W
AR
TA
Typy wiązań
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
Własności oraz charakter wiązania chemicznego zależą od wielu
czynników, np. od konfiguracji elektronowej, rozmiarów atomów czy też
ładunku jąder atomowych. Powoduje to dużą różnorodność wiązań
chemicznych spotykanych w naturze
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
WIĄZANIE JONOWE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie jonowe powstaje między atomami, które znacznie różnią się
elektroujemnością (różnica elektroujemności jest większa od 1,4). Atomy
jednego pierwiastka (określonego jako elektrododatni) tracą swoje elektrony
walencyjne na rzecz atomów drugiego z pierwiastków (elektroujemnego).
Utworzone w taki sposób jony, dodatni i ujemny, przyciągają się dzięki działaniu
sił elektrostatycznych.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
WIĄZANIE ATOMOWE, KOWALENCYJNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie takie spotykane jest dosyć rzadko. Powstaje ono między atomami tego
samego pierwiastka i jest wiązaniem apolarnym. Najczęściej spotykane jest w
pierwiastkach występujących w stanie gazowym, np. Cl2, O2, N2 czy I2. W takim
przypadku atomy uzyskują konfigurację gazu szlachetnego poprzez utworzenie
jednej lub więcej wspólnych par elektronowych, które wchodzą jednocześnie w
układy elektronowe obu łączących się atomów. Każdy z nich dostarcza tej samej
liczby elektronów.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie to różni się od wiązania atomowego tym, że tworzą je atomy różnych
pierwiastków (których różnica elektroujemności nie jest duża; wynosi od 0,4 do 1,4). W
tym przypadku para elektronowa, która łączy atomy, jest przesunięta w kierunku atomu
pierwiastka o większej elektroujemności. W wyniku tego przesunięcia tworzy się układ
dipolowy i zatracona zostaje równowaga elektryczna. Jeden atom zyskuje ładunek δ+,
natomiast drugi δ-Jako całość cząsteczka jest nadal elektrycznie obojętna, ale w wyniku
tego przesunięcia niektóre jej miejsca są w większym stopniu podatne na reakcje
chemiczne. Miarą przesunięcia ładunku elektrycznego jest moment dipolowy. Jest to
iloczyn wartości bezwzględnej ładunku elektrycznego zawartego w jednym z biegunów
dipola, oraz odległości między biegunami. W jednostkach SI moment dipolowy wyrażany
jest w kulombometrach [C m].
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
WIĄZANIE KOORDYNACYJNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Wiązanie to zwane jest inaczej wiązaniem donorowo-akceptorowym. Polega
ono na uwspólnieniu elektronów, jednak w odróżnieniu od wiązania
kowalencyjnego, elektrony pochodzące tylko od jednego atomu (zwanego
donorem) są wykorzystywane również przez drugi atom (akceptor).
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
WIĄZANIE METALICZNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Wiązanie metaliczne powstaje w wyniku przyciągania elektrycznego jąder
atomowych i swobodnych elektronów, znajdujących się w zewnętrznych
powłokach elektronowych atomów. Wiązanie takie spotyka się w przypadku
metali czystych, ich stopów i związków międzymetalicznych.
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
Model VSEPR
AR
Model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej.
TA
C
H
EM
PO
IA
W
Opisuje kształt cząsteczki, skupiając się na jednym atomie, bierze pod uwagę
wiązania , które tworzy i wolne pary elektronowe, które może zawierać.
Elektrony wiążące i wolne pary elektronowe zajmują położenie najbardziej
oddalone od siebie, tak aby ich wzajemne odpychanie się było najsłabsze
C
H
EM
IA
W
AR
Np. w chlorku berylu (BeCl2) wiążące pary elektronowe, a tym samym i atomy
chloru, zajmują maksymalnie oddalone od siebie położenie po przeciwnych
stronach atomu berylu, cząsteczka zatem powinna być linowa .
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
W
AR
ORBITALE MOLEKULARNE
TA
C
H
EM
PO
IA
Teoria orbitali molekularnych zakłada, że elektrony w cząsteczkach opisywane
są orbitalami molekularnymi, które tworzą się z orbitali atomowych i spełniają
trzy warunki:
AR
-mają porównywalną energię
C
H
EM
IA
-wzajemnie się nakładają
W
-wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra obu atomów
AN
I
ZN
AN
IA
PO
ZN
HYBRYDYZACJA ORBITALI ATOMOWYCH
IA
W
AR
TA
Hybrydyzacja to operacja matematyczna , polegająca na przekształceniu
orbitali atomowych tego samego rodzaju o różnych liczbach pobocznej
liczby kwantowej , w nowe orbitale – orbitale zhybrydyzowane.
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
Takiemu przekształceniu poddaje się tylko orbitale walencyjne atomu,
oznacza się literą t . Liczba użytych do hybrydyzacji orbitali atomowych jest
równa liczbie uzyskanych orbitali zhybrydyzowanych.
Hybrydyzacja sp3
AN
I
PO
TA
AR
W
EM
H
C
ZN
AN
IA
PO
ZN
TA
IA
W
AR
H
C
Liniowy
Płaski trójkąt
Tetraedr
Bipiramida trygonalna
Oktaedr
Bipiramida pentagonalna
Płaski kwadrat
IA
2
3
4
5
6
7
(4
Kształt
EM
Liczba zewnętrznych
orbitali
Hybrydyzacja
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
sp3d3
dsp2)