Teoria atomistyczna Daltona- Atomy są niezniszczalne, nie podlegaja przemianom, ich liczba skonczona, wyjaśniła prawa zachowania masy, stosunków stałych i wielokrotnych.

Teorie jądrowe: model ciastka z rodzynkami, elektrony w atomach

1)Thomson- e ładunek 1,602*10^-19C

2) Rutherford- obalenie teorii Thomsona, model planetarny, atom zawiera ciężkie jądro dodatnie w środku, na orbitach kołowych e

3) Bohr- jądro at otoczone przez e na orbitach

Teorie kwantów. Postulaty: poruszający się po orbicie e nie emituje energii, prędkość nie maleje. Orbity stacjonarne po których się porsza. Przechodzac na inną nastepuje emisja lub absorpcja kwantu energii. Elektrony w at mogą krazyc tylko po pewnych dozwolonych orbitach. Moment pędu jest całkowita wielokrotnością stałej Plancka.

Niezgodności teorii Bohra: prędkość e powinna stopniowo maleć; e powinny zbliżać się po torach spiralnych do jądra.

4) model Schródingera- falowe własności cząstek. Z poruszającym się w at e wiązana jest fala materii. Fala ta jest opisana tzw funkcją falową, nie istnieje pojęcie toru. Opis atomu polega na rozwiązaniu równania Schródingera. Nowe pojęcia: spin, proton, neutron, kwark. P 1,6725*10^-27kg

N 1,6748*10^-27kg e 9,1093*10^-31kg

Z-l.at-liczba Prot, decyduje o l e, zatem decyduje o właściwościach pierwiastka

Modele budowy jądra: 1)kroplowy- zaproponowany przez Bohra, podobieństwo między jądrem a kroplą cieczy, jądra są kuliste, zachowują się jak kropla (siły lepkości i napięcia powierzchniowego). Na podstawie oceniono masę jądra, energię wiązania jąder, energetyczne warunki rozkładu, zbudowano jakościową terię rozszczepiania.

2)powłokowy- nukleony na powłokach, jądra 2,8,20,28,50,82,126 protonów lub neu są szczególnie trwałe i mają wiele izotopów. Pierwiastki o parzystych l. at są trwalsze. Poszczególne składniki poruszają się niezależnie od siebie. Krop-przeciwnie

3)kolektywny- Nukleony poruszają się niezależnie w polu sił jądrowych. Potencjał związany z tymi siłami nie jest potencjałem statycznym lecz o zmiennym kształcie. Koncepcja bozonu: neutrony łączą się ze sobą ich całkowity spin 0,2lub4.

siły jądrowe-siły odpychania i przyciągania odpycha-między Prot w jądrze-siły elektrostat

przycią-nie mają charakter elektrostatycznego

siły jądrowe są siłami wymiennymi, jest to mezon π-(pion) siły jądrowe między Prot i neutro można wyjaśnić przez wymianę pionu naładowanego p<>n+ π⁺ ; n<>p+ π^- między dwoma neutronami lub miedzy 2 protonami p<>p+ π⁰ ; n<>n+ π⁰ warunkiem trwałego jądra siły przyciąg > siły odpychania.

Prom α-jądra helu prom β -e lub pozyton prom γ- strumień kwantów prom elekmag o dużej energii promieniotwór za ołowiem

Rozpad α-masowa>209 atomowa Z>83

Rozpad β-strumień szybkich e β^- (_-1⁰e)

β⁺ (₁⁰e)-pozyton. β^- gdy stosunek N/P jest duży (izotop powyżej linii trwałości) ¹₀n>¹₁p+⁰_-1e +V (antyneutrino-zerowa masa i ładunek)

Gdy blisko linii wystarcza 1 rozpad ¹⁴₆C>¹⁴₇N+⁰_-1e+V

β⁺ gdy stosunek N/P jest mniejszy (izotop poniżej linii trwałości), nadmiar protonów, emisja pozytonów ¹₁p>¹₀n+⁰₁e+V-neutrino

Wychwyt K ¹₁p+⁰_-1e>¹₀n+V

⁷₄Be+⁰_-1e>⁷₃Li+V e z powłoki K

Prawo przesunięć (Soddy'ego i Fajansa) Każdej przemianie α towarzyszy zmniejszenie l.masowej o 4 i zmniejszenie l.at o 2. Przesunięcie o 2 w lewo w układzie.

β zwię lub zmniej l.at o 1, masowa bez zmian

β^- 1 w prawo β⁺ 1 w lewo

szybkość rozpadu prom- -dN/dt = kN szybkość rozpadu nietrwałych jąder jest wprost proporcjonalna do liczby nie rozłożonych atomów N.

Prawo rozpadu prom- N(t)=N₀ e^-kt

N(t)-liczba jąder po upływie czasu t

N₀-liczba poczatkowa w czasie t₀ k-stała szyb

Okres półtrwania- t_1/2=ln2 / k [1Bq] 1prze/sek

Szereg prom- seria przemian a i B prowadzące do trwałego izotopu. Dla A>208 Szeregi: uranowo-radowy ²³⁸₉₂U 4n+2 ²⁰⁶₈₂Pb

Uranowo-aktynowy ²³⁵₉₂U 4n+3 ²⁰⁷₈₂Pb

Torowy ²³²₉₀Th 4n ²⁰⁸₈₂Pb n-l.całkowita

Sztucz-neptunowy ²³⁷₉₃Np 4n+1 ²⁰⁹₈₃Bi

Indukowane reakcje jądrowe: ¹⁴₇N+α>¹⁷₈O+¹H

1)Proste reakcje jądrowe- energia cząstek bombardujących rzędu kilkudziesięciu MeV, emisja 1 lub 2 cząstek elementarnych

2)Kruszenie jąder- przy użyciu cząstek o bardzo wysokiej energii rzędu kilkuset MeV następuje odrywanie od jądra większych jego fragmentów, jądra tracą znaczną część swej masy.

3)Rozszczepianie jąder- rozpad na 2 fragmenty jądra o porównywalnej masie z emisją 2-3 neutronów.

4)Reakcje termojądrowe- bardzo wysoka temp. (10⁷-10⁸K) łączenie się najmniejszych jąder (¹₁H, ²₁D) w większe.

Zastosowanie izotopów: wskaźniki promieniotwórcze, badanie dyfuzji, adsorpcji, określanie rozpuszczalności, badanie mechanizmu reakcji chemicznych, badanie biologiczne, określanie wieku wykopalisk.

Dualizm korpuskularno-falowy: Każdej cząstce można przypisać charakterystyczną dla niej funkcję falową, każde oddziaływanie falowe można opisać w kategoriach cząstek.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga- im dokładniej określi się położenie e tym mniej dokładnie można określić prędkość. Równoczesne dokładne oznaczenie położenia i prędkości jest niemożliwe. ^x * ^V > h/4π

Rozwiązaniem równania Schródingera jest funkcja falowa. Rozwiązania muszą mieć właściwości: 1)fi musi być ciągła 2)skończona 3) musi mieć jedną wartość 4) prawdopodobie znalezienia e w całej przestrzeni musi być równe jedności. Warunk te spełnia kilka funk. Falow-orbital. n-główna l.kwantowa(1,2,3)

l-poboczna(orbitalna) (0,1,2,n-1) 0-orbital sferyczny s 1-o o kształcie hantli p 2-orbital o kształcie skrzyżowanych hantli d 3-bardziej skomplikowany m-magnetyczna -l<m<l

m_s-mag spinowa +- ½

Reguła Hunda-liczba niesparowanych e w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa; pary e tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez e niesparowane; e niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.
Zakaz Pauliego-w jednym atomie dwa e muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej

Hybrydyzacja- jest to matematyczne przekształcenie funkcji falowych, opisujących elektrony różnych podpowłok w funkcje falowe opisujące elektrony równocenne energetycznie i zajmujące orbitale równoważne geometrycznie

Sp-liniowa BeH₂; sp²-trójkątna lub piramida trygonalna BH₃, BF₃, CO₃^2-; sp³-tetraedr CH₄, sp³d-bipiramida trygonalna PCl₅, ClF₃;

sp³d²-oktaedr SF₆

sp³d³-bipiramida pentagonalna IF₇

Reguły Helfericha- 1)cząsteczki lub jony typu AX₂ mają budowę liniową (gdy atom centraln A nie posiada wolnej pary e) lub kątową (gdy A ma 1 lub więcej par e)

2)cząsteczki AX₃ mają budowę płaską (jeśli A nie posiada wolnej pary e) lub budowa o kształcie piramidy z at A w jej górnym wierzchołku (A posiada 1 wolną parę e) NH₃

3)AX₄ budowa tetraedryczna (A nie posiada wolnych par e lub gdy powłoka jest typu gazu szlachetnego).

Teoria wiązań walencyjnych- powstałe wiązanie wynik sparowania e w orbitalach at łączących się atomów, w wiązaniu tym biorą udział orbitale hybrydyzowane, siła wiązania jest tym większa im bardziej orbitale się nałożą. Np. BeF₃. Modele wiązań kowalencyjnych: wiązanie sigma- jeśli nakładają się 2 orbitale typu ss, sp, pp.

Pi-boczne częściowe nakładanie się orbitali,wiązanie podwójne sigma i pi, potrójne sigma i 2 pi.

Teoria orbitali molekularnych: opisuje tworzenie wiązań at jako rezultat matematycznych kombinacji orbitali at prowadzący do określenia energii i kształtu orbitali cząsteczkowych. Cząsteczkę traktuje się jako całość; stan e opisuje fun falowa nazwana orbitalem molekularnym (główna, poboczna, mag); orbitale mają określony kształt, wymiar i poziom energetyczny. Orbital wiążący- orbital cząsteczkowy, którego energia jest niższa od energii orbitalu at, powstaje wiązanie. Antywiążący- orbital molekularny, ma energię wyższą, wiązanie nie powstaje. Niewiążący- orbital ma energię taką samą jak te z których powstał, wiązanie nie powstaje.

Wiązanie zlokalizowane- łączy oba atomy sąsiadujące ze sobą.

Wiązanie zdelokalizowane-sigma lub pi obejmujące swym zasięgiem więcej niż 2 at; pi zdelok występują również w CO₃^2-, SO₄^2-.

Zdelokalizowane wiązanie σ występuje w związkach, których cząsteczki zawierają zbyt mało e wal, by powstały wszystkie niezbędne wiązania zlokalizowane, np. borowodory.

Obecność zdelokalizowanego wiązania σ, inaczej niż π, prowadzi do zwiększenia reaktywności związku i obniżenia jego trwałości.

Rezonans-(mezomeria) charakterystyczny dla aromatycznych (wzory mezomeryczne)

Polega na mieszaniu się struktur o jednakowej konfiguracji atomów, lecz o różnych konfiguracjach elektronów. Powoduje on rozprzestrzenienie charakteru wiązania wielokrotnego na całą cząsteczkę (wiązanie zdelokalizowane), a także obniżenie jej E.

Prawo Hessa- efekt cieplny rekacji nie zależy od drogi przemiany a tylko od stanu początkowego i końcowego. Warunek, gdy wszystkie jej etapy będą izochoryczne lub izobaryczne, a praca nie objętościowa będzie równa 0. ciepło-forma zmian energii

Entalpia-jest to ilość energii jaką należy dostarczyć do układu, aby przeprowadzić syntezę zw.chem z pierwiastków w ich odmianach termodynamicznie trwałych w warunkach standardowych. Suma energii wew dH=dV+pdV+Vdp funkcja stanu mająca wymiar energii. Entropia-termodyn funkcja stanu, określająca kierunek przebiegu procesów spontanicznych. dS=1/T dQ

Potencjał termodyn- e.wew, e.swobodna, entalpia, entalpia swobodna.

I zas: zmiana energii wew układu będzie wynikiem wymiany energii przez układ na sposób ciepła Q bądź dostarczenia energii z otoczenia na sposób pracy. U=Q+W

II zas: W procesach przebiegających samorzutnie w kierunku osiągniecia przez układ stanu równowagi w uk rośnie nieuporządkowanie oraz maleje.

W uk izolowanych przemiany samorzutne to zmiany nieodwracalne, wzrost entropii.

W temp 0 bezwzgl dla kryształu doskonałego jego entropia jest równa 0.

Prawa Kirchhoffa: Dla procesów izobarycznych zmiana energii wew jest równa sumie zmian ciepeł molowych produktów i substratów.

Wiązanie metaliczne-wzajemne przyciąganie jonów i gazu elektronowego stanowi istotę

Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się e pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektrono atomów.

Wiązanie jonowe-powstaje wskutek elektrostatycznego przyciągania się różnoimiennych jonów, powstałych w wyniku przejścia jednego lub większej liczby elektronów z jednego atomu na inny.

Wiązanie kowalencyj-rodzaj wiązania chem Istotą jest istnienie pary elektronów, które są współdzielone w porównywalnym stopniu przez oba atomy tworzące to wiązanie.

Dzielimy na niespol i spolar. Para elektronowa wiązania niespolar należy w równym stopniu do obu atomów, natomiast w wiązaniu spolar e przesunięte są w kierunku jednego z atomów.

Orbitale mol-współdzielone e znajdują się na wspólnych orbitalach molekularnych, które powstają w wyniku nakładania się odpowiednich orbitali at. Wszystkie e na wszystkich orbitalach molekularnych tworzą chmurę e, otaczającą oba połączone at. Ze względu na sposób nakładania się orbitali at tworzących orbitale molekularne rozróżnia się wiązania σ i π. Wiązania σ powstają w wyniku czołowego nakładania się orbitali at, zaś wiązania π w wyniku nakładania bocznego.

Wiązania wodorowe-Cząsteczki, między którymi się tworzą zawierają ugrupowania

X-H X-at pierwiastka silnie elektroujemnego (posiadającą wolną parę elektronową) N,O,S,F następuje nagromadzenie się ładunku ujemne na atomie X i ład dodatniego na at wodoru. Posiadający + ładunek cząstkowy at wodoru oddziaływuje z wolną parą elektronową pierwiastka X. struktury asocjacyjne wody.

---