Tematyka wykładów

1. Tematyka wykładów • Podstawowe definicje i prawa chemiczne. • Typy reakcji chemicznych. • Budowa atomu. • Wiązania chemiczne. • Prawo okresowości. • Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków. • Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej. • Metody spektroskopowe w chemii. • Elementy termochemii. • Termodynamika przemian fazowych i chemicznych. • Kinetyka i mechanizmy reakcji chemicznych.

2. Tematyka wykładów • Równowagi fazowe w układach jedno i wieloskładnikowych. Reguła faz. • Równowagi chemiczne w roztworach elektrolitów. • Reakcje utleniania i redukcji. • Ogniwa elektrochemiczne. Elektroliza. • Zjawiska powierzchniowe. Układy dyspersyjne. • Budowa związków organicznych. • Charakterystyka poszczególnych grup związków organicznych. • Izomeria związków organicznych. • Polimery i biopolimery. • Toksyczne substancje organiczne.

3. Podstawowe definicje i prawa chemiczne. • Masę cząsteczkową (atomową) możemy zdefiniować jako liczbę określającą ile razy masa danej cząsteczki (atomu) jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C. • Masę atomową izotopu 12C przyjmuje się za równą 12,000000 jednostkom masy atomowej (j.m.a.). • Średnią masę atomową obliczamy biorąc pod uwagę skład izotopowy, np. dla węgla: • (98,89 12,000000 + 1,11 13,003352)/100 = 12,01115 • Ilość gramów dowolnej substancji równa jej masie cząsteczkowej nosi nazwę mola. • Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra • N = 6,023 1023

4. Podstawowe definicje i prawa chemiczne. • Prawo zachowania masy • W reakcji chemicznej suma mas substratów równa się sumie mas produktów. • Prawo stosunków stałych i wielokrotnych • Każdy związek ma stały i niezmienny skład ilościowy

5. Typy reakcji chemicznych. • Elementarne typy reakcji • synteza A + B = AB • analiza AB = A + B • wymiana pojedyncza AB + C = AC + B • wymiana podwójna AB + CD = AD + CB • Ze względu na efekt cieplny • reakcje egzotermiczne A + B = AB + Q • reakcje endotermiczne A + B = AB - Q

6. Budowa atomu - podstawowe pojęcia Jądro atomowe - centralna część atomu skupiająca całą jego masę, o rozmiarach ok. 20 tys. razy mniejszych od rozmiarów atomu; złożone z nukleonów (protonów i neutronów) powiązanych siłami, stanowi układ trwały (ok. 300 jąder) lub nietrwały (ok. 1500 jąder), ulegający rozpadowi promieniotwórczemu. Proton - cząstka elementarna, o dodatnim ładunku elektrycznym 1,602*10-19C i masie 1,6726*10-27kg.Neutron - elektrycznie obojętna cząstka elementarna o masie 1,6748*10-27kg. Elektron - cząstka elementarna o ujemnym ładunku elektrycznym 1,602*10-19C i masie spoczynkowej 9,109*10-31kg.

7. Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast liczbę nukleonów – tzw. liczba masowa A. Proton ma ładunek +1 i masę około 1 j.m.a. Neutron jest obojętny elektrycznie i ma masę również około 1 j.m.a. Elektron ma ładunek -1 i masę 0,00055 j.m.a. Jądro ma zawsze mniejszą masę, niż wynikałoby to z sumowania mas składników tego jądra, tzw. defekt masy - m . Różnica ta odniesiona do jednostki masy atomowej stanowi tzw. względny defekt masy i jest miarą energii wiązania elementów składowych jądra. m = [Z mP + (A - Z) mN] - mJ E = m c2 Nuklidy - zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej i tej samej liczbie masowej.

8. Izotopy - atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej. Izotony - atomy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów, lecz różnej liczbie masowej. Izobary - atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie masowej.

9. Modele budowy atomu •Daltona z 1808 r.ateria zbudowana jest z kulistych atomów o równomiernie rozłożonej masie i doskonale elastycznych.Atomy danego pierwiastka mają identyczne rozmiary i masy. W trakcie reakcji chemicznych atomynie ulegają zniszczeniu, ani nie powstają nowe atomy. • Thomsona (model rodzynkowy) z 1904 r.Atom zbudowany jest z jednorodnie rozmieszczonej, dodatnio naładowanej masy o małej gęstości. W masie tej „poutykane” są ujemnie naładowane elektrony (jak rodzynki w cieście drożdżowym), tak że atom jako całość pozostaje elektrycznie obojętny.

10. • Rutherforda (model planetarny) z 1911 r.Atom składa się jądra atomowego i powłoki elektronowej. Jądro o dodatnim ładunku skupia w sobie prawie całą masę atomu, mimo że rozmiar jądra jest bardzo mały (rzędu 10–15 m). Pomiędzy elektronami a jądrem działa siła dośrodkowa (siła kulombowska). Ładunek całkowity elektronów jest równy ładunkowi jądra. • Bohra– opiera się na następujących postulatach:a) Elektron krąży po orbicie kołowej wokół jądra, nie wypromieniowując energii. b) Promień orbity spełnia warunek: gdzie: mVr – moment pędu elektronu, h = 6,62 10 –34 Js – stała Plancka, n – liczba naturalna (numer dozwolonej orbity elektronu).

11. c) Aby elektron mógł przejść z orbity niższej k na orbitę wyższą n, musi zabsorbować kwant energii h o wartości En–Ek.d) Jeżeli elektron przeskakuje z orbity wyższej n na orbitę niższą k, to emituje przy tym kwant promieniowania h o wartości En– Ek Kwantowaniu podlegają następujące wielkości: promień orbity rn, prędkość elektronu na danej orbicie Vn, energia całkowita elektronu En i moment pędu Kn.

12. Serie widmowe atomu wodoruCzęstotliwości emitowanych kwantów promieniowania układają się w serie widmowe: Lymana (n = 1, UV) Balmera (n = 2, UV VIS) Paschena (n =3, IR) Bracketa (n = 4) Pfunda (n = 5) Humpreysa (n = 6) Ogólny wzór na częstotliwość promieniowania wysyłanego przy przejściu elektronu z orbity n na orbitę mma postać:

13. • kwantowy (Schrodinger)Wokół dodatniego jądra krąży chmura elektronów, których położenie nie jest możliwe do ustalenia, gdyż w mechanice kwantowej pojęcie toru cząstki traci sens. W modelu kwantowym mówi się jedynie o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w danym obszarze, a elektronowi przypisuje się pewną funkcję falową. H = E  funkcja  może być rozwiązaniem tylko wtedy, gdy dla atomu wodoru zachodzi: E = - A/n2 M = [l(l +1)]1/2 h/2 MZ = m h/2 

14. kwantowy (Dirac) • spinowy moment pędu •  = [s(s +1)]1/2 h/2 • spinowa liczba kwantowa s może przyjmować tylko jedną wartość (1/2) • kierunek spinowego momentu pędu również ulega kwantowaniu •  Z = mS h/2  • spinowa liczba kwantowa mS może przyjmować wartości (+1/2; -1/2)

15. Liczby kwantowe.Główna liczba kwantowa - n - określa numer i rozmiar powłoki, n = 1,2,3,... Orbitalna (poboczna) liczba kwantowa - l - odpowiedzialna jest za moment pędu atomu w danym stanie energetycznym, l = 0,1,2,...,n-1 Magnetyczna liczba kwantowa - m - związana z momentem magnetycznym. Przyjmuje ona wartości od -l do +l Spinowa liczba kwantowa - mS - przyjmuje wartości -l/2 lub +l/2 Na każdej powłoce może znaleźć się maksymalnie 2n2 elektronów.Na każdym orbitalu mogą znaleźć się maksymalnie 2 elektrony.

16. Reguła Hunda - liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa,- pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane,- elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.Zakaz Pauliego w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).

17. Konfiguracja elektronowaZ punktu widzenia chemii najważniejszymi elektronami w atomie są elektrony walencyjne.Elektrony walencyjne to te elektrony, które podczas reakcjichemicznej biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Rdzeń, czyli zrąb atomu, stanowi tę część atomu, którauczestnicząc w reakcji chemicznej lub w wielu kolejnych reakcjach, zachowuje ilość i rodzaj składników (rdzeń to jądro wraz z elektronami niewalencyjnymi). Konfiguracja walencyjna jest to fragment konfiguracji elektronowej dotyczący elektronów walencyjnych, np.

18. Budowa cząsteczek • Teoria Kossela - Lewisa - jakościowa, oparta na regule oktetu: • Wiązania jonowe (NaF, BaCl2), • Wiązania kowalencyjne - niespolaryzowane (Cl2, H2 O2 N2) i spolaryzowane (HCl, HJ), • Wiązania koordynacyjne (NH4+, SO42-).

19. Budowa cząsteczek • Wiązania sigma () i wiązania pi () • Wiązania, które powstają w wyniku czołowego nakładania się orbitali nazywamy wiązaniami sigma (). • Wiązania, które powstają w wyniku bocznego nakładania się orbitali nazywamy wiązaniami pi (). • Teoria Sidwicka - Powella - hybrydyzacja • Typy hybrydyzacji • sp liniowa (BeF2) • sp2 trygonalna(BF3) • sp3 tetraedryczna (CH4,NH3,H2O) • sp3d bipiramida trygonalna (PCl5) • sp3d2 oktaedryczna (SF6) • sp2d3 bipiramida pentagonalna (JF7)

20. Budowa cząsteczek • Metoda orbitali molekularnych • Każdej parze orbitali atomowych wchodzących w kombinację liniową odpowiada para orbitali cząsteczkowych (wiążący i antywiążący). • Orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową muszą posiadać: • podobne energie, • taką samą symetrię w stosunku do osi łączącej obydwa jądra.

21. Własności pierwiastków • Rozmiary atomów i jonów • Promień atomowy Na 1,57A • Promień jonowy Na+ 0,98A • Promień atomowy Fe 1,17A • Promień atomowy Fe 0,76A • Promień atomowy Fe 0,64A • Promień van der Waalsa Cl1,40A • Promień jonowy Cl- 1,81A

22. Własności pierwiastków • Potencjały jonizacyjne • Energię potrzebną do oderwania najluźniej związanego z atomem elektronu nazywamy potencjałem jonizacji. • I potencjał jonizacyjny II potencjał jonizacyjny • Li 5,39eV 75,62eV • Na 5,14eV 47,29eV • K 4,34eV 31,81eV • Rb 4,18eV 27,36eV • Cs 3,89eV 23,40eV

23. Własności pierwiastków • Powinowactwo elektronowe • Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu do obojętnego izolowanego atomu w stanie gazowym, nazywamy powinowactwem elektronowym • F  F- 3,62eV • Cl  Cl- 3,79eV • Br  Br- 3,56eV • J  J- 3,28eV • H  H- 0,77eV • O  O2- -7,28eV • S  S2- -3,44eV

24. Własności pierwiastków • Elektroujemność • Dążność atomu, znajdującego się w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania atomów określa się jako elektroujemność. • Li 1,0 H 2,1 • Be 1,5 F 4,0 • B 2,0 Cl 3,0 • C 2,5 Br 2,8 • N 3,0 J 2,5 • O 3,5 • F 4,0

25. Własności pierwiastków • Polaryzowalność i zdolność polaryzująca jonów • Oddziaływanie powłok elektronowych jonów A+ i B-. • Jeżeli polaryzacja jest nieznaczna tworzy się wiązanie jonowe; gdy stopień spolaryzowania jest duży tworzy się wiązanie o udziale kowalencyjnym. • Duże jony ujemne łatwiej polaryzują niż jony małe. • Reguły Fajansa określają, kiedy uprzywilejowane jest wiązanie kowalencyjne: • mały jon dodatni • duży jon ujemny • duże ładunki obu jonów

26. Kierunki zmian własności w układzie okresowym • Prawo okresowości • Własności chemiczne i fizyczne zmieniają się okresowo w miarę jak od pierwiastków o niższej liczbie atomowej przechodzimy do pierwiastków o coraz to wyższej liczbie atomowej. • Okresowość własności pierwiastków znajduje także swoje odbicie we własnościach związków chemicznych.

27. Kierunki zmian własności w układzie okresowym • W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie: • promień atomowy, • promień jonowy, • gęstość, • charakter metaliczny, • zasadowość tworzonych tlenków i wodorotlenków.

28. Kierunki zmian własności w układzie okresowym • W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje: • potencjał jonizacyjny, • elektroujemność, • rozpowszechnienie pierwiastków (wyjątki), • temperatury topnienia.

29. Kierunki zmian własności w układzie okresowym • W okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie: • elektroujemność, • wartościowość w połączeniach z tlenem do VII • wartościowość w połączeniach z wodorem do IV a następnie maleje do I, • kwasowość, • potencjały jonizacyjne. • Promienie atomowe maleją.