CHEMIA OGÓLNA

1. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2

2. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Co to jest materia? Materia związki chemiczne PbS pierwiastki cząsteczka atom

3. 1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Budowa atomu atom jądro elektrony symbol: e ładunek: -1 (elementarny), -1,602x10-19 [C] masa: 1/1836 [u] 0,91096x10-27 [g] neutron proton 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. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze Każdy atom jest elektrycznie obojętny  liczba protonów = liczbie elektronów A – liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze Przykład: Atom tlenu zawiera: A = 16  16 - 8 protonów = 8 neutronów Z = 8  protonów = 8 elek tronów

5. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Izotopy Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów nazywane są izotopami.

6. Model atomu Rutherford Model atomu Bohra Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Planck – kwant energii h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],  - częstotliwość

7. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Schrödinger – funkcja falowa - równanie Schrödingera E – całkowita energia elektronu, V – energia potencjalna, m – masa elektronu, Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra – rozwiązanie równania Schrödingera orbital

8. n = 1, l = 0, m = 0  orbital1s, n = 2, l = 1, m = -1  orbital 2px, n = 3, l = 2, m = 2  orbital Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi • 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:

9. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

10. orbital typu s orbital typu p Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Typy orbitali

11. Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące sięms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa Modele orbitali dla atomów helu i węgla Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Zasada Paulinga : w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o takich samych liczbach kwantowych, czyli tej samej energii.

12. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 4d7  siedem elektronów na orbitalu 4d 6f7  siedem elektronów na orbitalu 6f 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

14. 1 2 3 4 5 6 7 s s s s s s s p p p p p d d d f f Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 22Ti = [18Ar] 4s2 3d2  Przesunięcie poziomu energetycznego 75Re = [54Xe] 6s2 4f145d5

15. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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. Tablica Mendelejewa

16. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Współczesny układ okresowy

17. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Bloki elektronowe w układzie okresowym blok s blok p blok d blok f

18. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowym Promień atomowy– odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony.

19. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.

20. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów.

21. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Nazewnictwo grup układu okresowego

22. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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 Chlor: 17Cl =[10Ne] 3s23p5  7 elektronów walencyjnych, potrzebuje jednego elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną. Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym

24. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7) elektroujemność- (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów

25. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Dwa atomy wodoru, 1H = 1s1 Najbliższy gaz szlachetny - 2He = 1s2 Wiązanie  każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy się wspólna para elektronowa Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem kowalencyjnym. Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0.4

26. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

27. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Jeśliróżnica 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. Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym spolaryzowanym

28. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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”. Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo akceptorowe)

29. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Wiązanie 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. antywiążący  1s 1s ENERGIA wiążący  Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Orbitale molekularne Orbital atomowy Orbital atomowy Orbital cząsteczkowy

31. Tworzenie orbitali molekularnych Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

32. Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja

33. Hybrydyzacja sp3 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stany atomowe węgla

34. etan metan Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp3

35. eten (etylen) Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp2

36. etyn (acetylen) Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp