CHEMIA jedna z podstawowych nauk przyrodniczych zajmująca się badaniem właściwości i przemian substancji, oraz warunków i efektów tych przemian

CHEMIA ANALITYCZNA dział chemii zajmujący się ustalaniem składu jakościowego i ilościowego substancji

CHEMIA CZYSTA - dział chemii obejmujący badania prowadzone w celach poznawczych

CHEMIA FIZYCZNA - nauka zajmująca się badaniem zależności między właściwościami fizycznymi a budową chemiczną substancji i składów a także badaniem zjawisk fizycznych związanych z przebiegiem procesów chemicznych

CHEMIA JĄDROWA -dział chemii zajmujący się zagadnieniami związanymi z jądrowymi przemianami substancji oraz z wykorzystaniem energii jądrowej

CHEMIA KWANTOWA - dział chemii tematycznej rozpatrujący i interpretujący zjawiska chemiczne w oparciu o mechanikę kantową

CHEMIA NIEORGANICZNA - dział chemii zajmujący się związkami wszystkich pierwiastków oprócz węgla ze związku węgla najprostsze należą do nieorganicznych: tlenki węgla, węglany, cyjanki węgla

CHEMIA OGÓLNA - dział chemii, którego zadaniem jest formułowanie najbardziej ogólnych praw chemii

CHEMIA ORGANICZNA - chemia związku węgla wyjątek tlenki, węglany, węgliki, cyjanki

CHEMIA STOSOWANA - dział chemii zajmujący się możliwościami zastosowania wyników badań chemii czystej do celów praktycznych, np. opracowanie metod produkcji na skale przemysłową

STEREOCHEMI - zajmuje się rozmieszczeniem przestrzennym atomów w cząsteczce.

INŻYNIERIA CHEMICZNA (PROCESOWA) - nauka o operacjach i procesach jednostkowych

S Y M B O L E , W Z O R Y

I R Ó W N A N I A C H E M I C Z N E

SYMBOLE PIRWISTKÓW CHEMICZNYCH -symbole literowe, które stanowią jedną lub dwie litery alfabetu łacińskiego pierwsza litera jest zawsze duża i jest nazwą druga jest mała i dalsza nazwa

WZORY CHEMICZNE

Jeżeli cząsteczka zawiera kilka atomów pierwiastka to ich liczbę zaznacza się w prawym dolnym rogu

WZÓR SUMARYCZNY(RYSUNKOWY I EMPIRYCZNY) wzór typu A,B(symbole pierwiastków) n, m (liczba atomów)

a) skład stechiometryczny (skład atomowy) substancji np. na podstawie analizy ilościowej. Jest to wzór „najprostrszy”CH₃

b) masę cząsteczkową (a na jej podstawie tzw. wzór „cząsteczkowy”, „prawdziwy”, „rzeczywisty”, np. dla etenu C₂H₃

WZÓR STRUKTURALNY - określa nie tylko rodzaj i liczbę atomów każdego pierwiastka ale także sposób ich wzajemnego powiązania atomów w cząsteczce lub jonie

POSTULATY TEORII STRUKTURALNEJ (OK.1850)

POSTULAT - STWIERDZENIE NIEUDOWODNIONE

1.Atomy tworzą cząsteczki są połączone wiązaniami chemicznymi

2.Liczba wiązań chemicznych, które tworzą atom jest cecha charakterystyczną pierwiastka, i jego podstawową własnością chemiczną.

3.Pierwiastki mogą zmieniać wartościowości (liczbę atomową) w zależności od pierwiastka z którym tworzą związek chemiczny lub w zależności od warunków przeprowadzania reakcji H₂S-S(II), SO₂-S(IV), SO₃-S(VI)

4.Mogą istnieć związki o identycznych wzorach sumarycznych lecz różnych wzorach strukturalnych (zjawisko izomerii), np.

CH₂ - CH₂ - OH alkohol etylowy

CH₂ - O - CH₂ eter dwumetylowy

M N O M E N K L A T U R A

( S Ł O W N I C T WO , N A Z E WN I C T W O )

Z W I Ą Z K Ó W N I E O R G A N I C Z N Y C H

Nazwy pierwiastków należy używać ich w polskim brzmieniu (nie należy niepotrzebnie dodawać końcówki stosowane w językach obcych np. „un” i „lum”.

Z A S AD Y Z A P I S U W Z O R Ó W,

Z W IĄ Z K Ó W N I E O R G A N I C Z N Y C H

Wzór związku rozpoczyna się od symbolu pierwiastka elektrododatniego, a następnie podaje się symbol składnika elektroujemnego (składnik elektrododatani jest to ten, który jest kationem lub atomem o elektroujemności mniejszej niż elektroujemność drugiego składnika, np. Na CL - prawidłowo, Cl Na - nieprawidłowo

JEŻELI ZWIĄZEK ZAWIERA KILKA SKŁANIKÓW elektrododatnich lub kilka składników elektroujemnych to pierwiastek w każdej z tych klas podaje się w kolejności alfabetycznej ich symboli (nie nazw), ale czyta w kolejności alfabetycznej nazw, np. KMgF₂-fluorek magnezu i potasu

2.We wzorach związków składających się z trzech lub więcej pierwiastków kolejność powinna odpowiadać sposobowi powiązania atomów i jeżeli atom centralny wiąże kilka różnych atomów, to atom centralny wymienia się na początku a pozostałe atomy podaje się w kolejności alfabetycznej symboli

SbCl₂F

3. PRZEDROSTKI ZWIELOKRATNIAJĄCE preferuje się stosowanie przedrostków greckich lub łacińskich (polskie są dopuszczalne)

przedrostek

krotność grec lub łac. polski

1 mono jedno

2 di dwu

3 tri trój

4 tetra czworo

5 penta pięcio

6 heksa sześcio

7 hepta siedmio

8 okta ośmio

UWAGA: Tam gdzie nie jest to niezbędne nie podaje się przedrostka mono, np. NO tlenek azotu, N₂O₃-tritlenek azotu (trójtlenek azotu), N₃O₅-pentatlenek diazotu (pięciotlenek dwuazotu)

NAZWY ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH wyraz określający nazwę składnika elektroujemnego podaje się na pierwszym miejscu, a wyraz określający nazwę składnika elektrododatniego, podaje się na drugim miejscu

-system dawny - rzeczownikowo-przymiotnikowy, np.

NaCl - chlorek sodowy

-system obecny rzeczownikowo - rzeczownikowy, np.

NaCl - chlorek sodu

NAZWA CZĘŚCI ELEKTROUJEMNEJ stanowi węgiel, to nazwa części elektroujemnej przyjmuje końcówkę „ik”, np.

SiC węglik krzemu

KOŃCÓWKA „AN” stosuje się gdy część elektroujemna składa się z różnych atomów (w której atom centralny otoczony jest innymi atomami- ligandami, np. Na₂SO₄ - siarczan (VI)sodu

4. NAZWA CZĘŚCI ELEKTRODODATNIEJ rzeczownik określający część elektrododatnią podawany jest w II przypadku (w dopełnieniu)

NAZWY KWASÓW

- kwasy tlenowe

nazwy kwasów tlenowych tworzy się z nazwy pierwiastka wys. W tlenku, z którego powstał kwas (z nazwy pierwiastka kwasotwórczego). Jeżeli ten pierwiastek tworzy kilka kwasów to w nazwie (bezpośrednio po nazwie, bez odstępu) podaje się wartościowość tego pierwiastka, np.

HNO₂-kwas azotowy (III) (d. kwas azotowy)

HNO₂-kwas azotowy (V) (d. kwas azotowy)

H₂SO₃-kwas siarkowy(IV)(d. kwas siarkowy)

H₂SO₄-kwas siarkowy(VI)(d. kwas siarkowy)

HClO- kwas chlorowy (I)(d. kwas podchlorowy)

HClO₂- kwas chlorowy(III)(d. kwas chlorowy)

HClO₃- kwas chlorowy(V)(d. Kwas chlorowy)

HClO₄- kwas chlorowy(VII)(d. Kwas nadchlorowy)

Jeżeli tlenek kwasowy reaguje z różną liczbą cz. wody tworząc kwasy różniące się liczbą kwasową atomu wodoru (ale wszystkich kwasach utlenienia pierwiastka kwasotwórczego jest taki sam to

-kwasy, które powstały z przyłączenia najmniejszej liczby cząsteczek wody (o najmniejszej liczbie kwasów atomów wodoru) mają przedrostek „meta-„,np. P₂O₄ + 1 H₂O = 2 HOP₂

-kwasy, które powstały z przyłączenia największej liczby cząsteczek wody, mają przedrostek „orto-”, np.

P₂O₄ + 3 H₂O = 2 H₂PO₄ kwas ortofosforowy (VI)

- kwasy powstałe z dwóch cząsteczek kwasu „orto-” po wydzieleniu (np. przez ogrzanie greckiego pyr-ogień) cząstek wody (lub z przyłączenia do tlenku kwasowego pośredniej ilości wody) mają przedrostek „piro-”,np. 2 H₂PO₄ = H₂PO₇ + H₂O

H₂P₂O₇ - kwas pirofosforowy (V)

To samo:

P₂O₅ + 1 H₂O = 2 HPO kwas metafosforowy (V)

P₂O₅ + 2 H₂O = H₄P₂O₇ kwas pirofosforowy (V)

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄ kwas ortofosforowy (V)

W tlenku, kwasie i soli jest taka sama wartościowość pierwiastka kwasotwórczego. _{II -II}

Na ClO, Cl⁺¹, NaClO₂, Cl⁺³

KWASY BEZTLENOWE otrzymuje się zazwyczaj przez rozpuszczenie w wodzie wodorków niemetali, np. kwas solny (chlorodowdorowy) jest wodnym roztworem chlorowodoru HCl

Kwas siarkowy jest wodnym roztworem siarkowodoru H₂S. Nazwy kwasów beztlenowych tworzy się dodając do nazwy pierwiastka stanowiącego resztę kwasową końcówkę „wodorowy”, np. HCl - kwas chlorowodorowy (solny)

H₂S - kwas siarkowodorowy

HI - kwas jodowodorowy

NAZWY SOLI ogólnie obowiązują zasady podane w 4pkt.

SOLE ZAWIERAJĄCE WODÓR KWASOWY (WODOROSOLE) przed nazwą atomu dodaje się przedrostek „wodoro” (nie należy używać nazw „kwaśny”),np.

KH₂PO₄ - diwodoroortofosforowy(V) potasu

K₃HPO₄ - wodoroortofosforowy (V) dipotasu

SOLE ZAWIERAJĄCE GRUPY HYDROKSYLOWE - WODOROTLENOWE (HYDROKSYSOLE) nazwę soli poprzedza się liczebnikiem wskazującym liczbę grup hydroksylowych i przedrostkiem „hydroksy-„ (liczebnik „mono” pomija się), np. AlOHCl₂ - hydroksychlorek glinu

Al.(OH)₂Cl - dihydroksychlorek glinu

NAZWY SOLI PODWÓJNYCH I POTRÓJNYCH (SOLI ZAWIERAJĄCYCH KILKA RÓŻNYCH

KATIONÓW LUB ANIONÓW

-kolejność jonów we wzorze podaje się w kolejności alfabetycznej symboli chemicznych pierwiastków

-nazwy jonów podaje się w kolejności alfabetycznej nazw

-nazwy kationów oddziela się od siebie spójnikiem „i”

-nazwy anionów podaje się bez łącznika, np.

MgNH₄PO₄ - fosforan (V) amonu i magnezu

KNaCO₂ - węglan potasu i sodu

TEORIA ATOMISTYCZNA

Postulaty współczesnej teorii atomistycznej

Każdy pierwiastek chemiczny jest zbiorem małych cząsteczek zwanych atomami. Wszystkie atomy danego pierwiastka mają identyczne właściwości .

BUDOWA ATOMU atom (gr. ”atomowa” - niepodzielny) - jest to najmniejsza cz. pierwiastka, która ma wszystkie cechy charakterystyczne. Atom składa się z dodatniego naładowanego jądra atomowego, znajdujące się w środku geometrycznym atomu i pozajądrowego układu ujemnie naładowanych elektronów.

JĄDRO ATOMOWE protony i neutrony tzw. nukleony (łac. nukleus - jądro) prawie cała masa atomu skupiona jest w jądrze (gęstość masy jądra atomowego wynosi około p = 10^-14 g/cm³ = 1000 mln ton / cm²

PROTON cząstka elementarna trwała, dodatni łańcuch elementarny 1,6022 · 10^-18C; masa w przybliżeniu równa jednostce mas atomowych (dodatnie 1,0073u)

NEUTRON cząstka elementarnie obojętna, masa w przybliżeniu równa jednostce mas atomowych (dokładnie 1,0078) neutrony swobodne są nietrwałe (czas połowicznego zaniku - rozpadu wodoru 15,5s)

ELEKTRON (NEGATON) cząstka trwała, ujemny ładunek

LICZBA ATOMOWA (Z) liczba protonów w jądrze atomowym danego pierwiastka (numer Porządkowy w układzie okresowym)

LICZBA MASOWA (A) liczba nukleonów (protonów i neutronów) w jądrze atomowym danego pierwiastka np. ₈¹²C, gdzie A = 12, Z = 6

PIERWIASTEK CHEMICZNY zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej

IZOTOPY odmiany tego samego pierwiastka złożone z atomów o identycznych liczbach atomowych, a różnych liczbach masowych (izotopy zajmują to samo miejsce w układzie okresowym), gr. „izos” - ten sam „topos” - miejsce

Pierwiastek może składać się z jednego lub kilku IZOTOPÓW (20 pierwiastków nie ma izotopów, np. Be, F, Na, Al., P, Sc, Mn, Co, Au)

NUKLID - rodzaj atomów o określonym jądrze atomowym (o tej samej liczbie protonów i neutronów w jądrze), tzn. każdy izotop jest oddzielnym nuklidem.

JEDNOSTKA MASY ATOMOWEJ (dokładnej: międzynarodowa węglowa jednostka masy atomowej) (4-unit) - ¹/₁₂ masy atomu węgla (dokładnej izotopu węgla ¹²C), np. masa atomowa wodoru (pierwiastka najlżejszego) - 1,0079u masa atomowa kurczatowa (pierwiastka najcięższego) - 261u

1u = 1,66 · 10 ^-27 kg

MASA ATOMOWA masa tomu (dokładniej: masa atomu obliczona ze średniego składu izotopowego danego pierwiastka) wyrażona w jednostkach mas atomowych (u).

MASA CZĄSTECZKOWA - masa cząsteczki wyrażona w jednostce mas atomowych [ u ]; jest ona sumą mas atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki, np. masa atomowa tlenu O:16u

Masa atomu tlenu: O: 16 · 1,66·10^-27 kg = 2,65· 10^-26 kg

Masa cz. tlenu: O₂: 2·16u = 32 u

Masa cząsteczki tlenu: O₂: 32·1,66·10^-27kg = 5,3·10^-26

Proton p 1,0073 +1 Z

Neutron n 1,0087 0 A - Z

Elektron e 1/1836 -1 Z

MODEL PLANETARNY (ERNEST RUTHERFORD, pocz. XXw.) - elektrony z duża prędkością krążą wokół jądra po orbitach kolorowych lub eliptycznych (podobnie jak Ziemia I inne planety wokół Słońca). Siła przyciągania elektrostatycznego elektronu przez jądro pełni funkcję siły dośrodkowej

PRAWA ELEKTRODYNAMIKI MAXWELLA - jeżeli wokół dodatniego naładowanego jądra krąży ujemnie naładowany elektron, to musi on bez przerwy emitować falę elektromagnetyczną (np. w postaci światła). Elektron traci wtedy energię i szybkość, a długość wysyłanej fali musi stale rosnąć. W konsekwencji elektron musi poruszać się po torze spiralnym, aby w końcu spaść na jądro.

MODEL PRALENTARNY NILSONA POOHRA (1913)

Przyjęto, że prawa Maxwella nie dotyczą ruchu elektronu oraz postulaty.

1. ELEKTRON W ATOMIE MOŻE PRZEBYWAĆ w jednym z wielu możliwych stanów energetycznych (tzw. stanów stacjonarnych) w których jego energia ma ściśle określoną wartość. W stanie stacjonarnym elektron nie wypromieniowuje, ani nie pochłania energii

2. ELEKTRON MOŻE POBRAĆ kwant energii docierającej do atomu z zewnątrz i przejść do stanu stacjonarnego o wyższej energii lub może oddać kwant energii w postaci fali elektromagnetycznej i przejść do stanu energetycznego o niższej energii.

PRZESKOK ELEKTRONU Z JEDNEJ ORBITY na inną związany jest ze stratą lub zyskiem określonej porcji energii, której wartość można obliczyć z równania (bardzo ważne - wprowadzono kwantowanie energii: aktualnie do dziś) E = h · v gdzie h = 6,625 · 10 ^-34 Is - Plancka

v - częstotliwość absorbowanego lub emitowanego promieniowania

STAN STACJONARNY (orbita stacjonarna) - ściśle okr. „dozwolone” orbity w kształcie kręgów, po których może poruszać się elektron

STAN PODSTAWOWY - stan elektronu, w którym energia ma wartość najmniejszą z możliwych (z zwykłych warunkach ciśnienia i temperatury elektron jest w stanie podstawowym.)

STAN WZBUDZONY - wszystkie inne stany, niż podstawowy

MECHANIKA KWANTOWA (początek lat 20 XXw.)

1. DUALIZM KORPUSKULARNO-FELOWY elektron (1924r. Ludwig de Broqlie) - podobnie jak dla światła pewne zjawiska daje się opisać za pomocą modelu falowego, a inne za pomocą modelu korpuskularnego (z tego wynika, że ruch elektronu nie może być opisywany równaniami ruchu ciał makroskopowych, np. równaniami Newtona F = ma)

2.POJĘCIE „ELEKTRONU I „TORU ELEKTRONU” - pojęcie klasyczne zostaje zastąpione „chmurą ładunku elektrycznego” i „prawdopodobieństwem znalezienia elektronu w danym obszarze przestrzeni wokół jądrowej”

3.ORBITALE ( ATOMOWE, CZĄSTECZKOWE) - równania falowe (równania Schrödingera) charakteryzujące stan energetyczny pojedynczego elektronu znajdującego się w atomie lub cząsteczce (terminem „orbitalu” nazywany jest niekiedy także obszar dużego prawdopodobieństwa znalezienia elektronu).

4.ZASADA NIEOZNACZONEJ HEISNBERGA (Werner Carl Heisenberg, 1907 - 1976;1932 Nagroda Nobla) - dla układu opisywanego prawami mechaniki kwantowej niemożliwe jest równoczesne i dokładne określenie pewnych par wielkości fizycznych układu, np. prędkości i położenia elektronu (wg praw mechaniki klasycznej jest to możliwe); im dokładniej okr. Prędkość elektronu, tym mniej dokładnie okr. Się jego położenie i odwrotnie.

LICZBY KWANTOWE są to liczby wymierne kwantujące („porcjujące”) te wielkości, które mogą przyjmować dozwolone (ale nie dowolne) wartości; w mechanice kwantowej kwantowanych jest pięć wielkości w teorii Bohra - tylko energia np. jeżeli dysponujemy wagą odważnikową i odważnikami jednokilogramowymi, to możemy odważać „dowolną” ilość piasku, ale „dowolne” są tylko porcje, które są krotnością 1 kg

UWAGA: Wszystkie rozważania w mechanice kwantowej dotyczą elektronu w atomie wodoru, czyli jednego elektronu; przyjmując jednak, że wszystkie stany dopuszczalne dla tego jednego elektronu są dopuszczalne dla wszystkich innych elektronów, teorię rozszerza się następnie na elektrony innych atomów.

GŁÓWNE LICZBY KWANTOWE [ n ] Główna liczba kwantowa kwantuje energię elektronu w atomie wodowu

DOPUSZCZALNA WARTOŚĆ GŁÓNEJ LICZBY KWANTOWEJ [ n ] n = 1, 2, 3 ... ∞

Gdzie n - liczba naturalna

POWŁOKA ELEKTRONOWA zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej

LICZBA STANÓW KWANTOWYCH O TEJ SAMEJ WARTOŚCI GŁÓWNEJ LICZBY KWANTOWEJ (maksymalna liczba elektronów w danej powłoce 2n²

SYMBOLE POWŁOK ELEKTRONOWYCH I MAKSYMALNA LICZBA STANÓW KWANTOWYCH (ELEKTRONÓW)

1)powłoka 1 czyli K (n = 1 ) - 2 · 1² = 2 stany kwantowe

2)powłoka 2 czyli L ( n = 2 ) - 2 · 2² = 8 stanów kwantowych

3)powłoka czyli 3 M ( n = 3 ) - 2 · 3² = 18 stanów kwantowych

4)powłoka 4, 5, 6, czyli N, O, P ... (kolejne litery alfabetu = 2n² stanów kwantowych

POBOCZNA (ORBITALNA) LICZBA KWANTOWA (l) poboczna (orbitalna) liczba kwantowa kwantuje orbitalny moment pędu elektronu (M pędu = m · u · r, gdzie m - masa; u - prędkość; r - promień )

UWAGA: energię elektronów w innych atomach niż wodór określają: główna i poboczna liczba kwantowa

DOPUSZCZALNE WARTOŚCI POBOCZNEJ LICZBY KWANTOWEJ ( l ): l = 0, 1, 2, 3 ... (n - 1),czyli l = 0 + ( n -1 )

Gdzie n - główna liczba kwantowa

Np. w powłoce K = ( n = 1) l = 0

L = ( n = 2 ) l = 0 lub l = 1

M = ( n = 3 ) l = 0 lub l = 1 lub l = 2

POWŁOKA ELEKTRONOWA zbiór stanów kwantowych opisujących tę samą wartość głównej liczby kwantowej (n ) i tą samą wartość pobocznej liczby kwantowej (l) (ale zawsze n ≠ l )

SYMBOLE POWŁOK ELEKTRONOWYCH

1)podpowłoka 1, czyli s( l = 0)

2)podpowłoka 2, czyli p( l = 1)

3)podpowłoka 3, czyli d( l = 2)

4)podpowłoka 4, czyli f(l = 3)

5)podpowłoka 5, 6, 7 czyli g(l = 4), h(l = 5), i( l = 6 ) itd. (kolejne liczby alfabetu)

LICZBA PODPOWŁOK W DANEJ POWŁOCE : ( n ), np. w powłoce K(n = 1) jest jedna podpowłoka (s) w powłoce L(n = 2) są dwie powłoki (s, p)

MAGNETYCZNA LICZBA KWANTOWA (m) magnetyczna liczba kwantowa kwantuje orientację przestrzenną orbitalnego momentu pędu elektronu. Moment pędu jest wektorem. Wektor można rzutować na wybrany kierunek w przestrzeni

Kwantowanie orientacji przestrzennej wektora momentu pędu polega na znalezieniu jest rzutu na kierunek zewnętrznego pola magnetycznego (przyłożonego z zewnątrz pola)

DOPUSZCZALNE WARTOŚCI MAGNETYCZNEJ LICZBY KWANTOWEJ ( m ); m = -1; - (l-1); ... ; -1; 0; +1; ... (l-1); l, czyli m = -l ÷ + l, gdzie l - poboczna liczba kwantowa

Liczba dopuszczalnych wartości magnetycznej liczby kwantowej ( m ) : 2l + 1

UWAGA: ponieważ m = f (l) i l = f (n) to m = f (n)

Np. 1); = 0 (podpowłoka s), to m = 0

2)l = 1 ( podpowłoka p ), to m = -1 0 ; +1 (2 l + 1 = 3 wartości)

3)l = 2 (podpowłoka d), to m= -2; -1; 0; +1; +2 (2l+1=5wartości)

POZIOM ORBITALNY zbiór stanów kwantowych opisujących tę samą wartością głównej liczby kwantowej (n) tą samą wartością magnetycznej liczby kwantowej (m)

SPINOWA LICZBA KWANTOWA (s) kwantuje wewnętrzny moment pędu elektronu. Elektron, oprócz ruchu wokół jądra atomowego, wykonuje jednocześnie pewien ruch wewnętrzny, który nie ma mikroskopowego odpowiednika w mechanice klasycznej. Odpowiadający ruchowi wewn. moment pędu nazwano spinem (ang. Spin - wirować). Konsekwencją ruchu wewnętrznego elektronu są jego właściwości magnetyczne; elektron jest dipolem magnetycznym i zachowuje się jak magnez.

DOPUSZCZALNA WARTOŚĆ SPINOWEJ LICZBY KWANTOWEJ (s) s = ½ wszystkie elektrony mają tę samą wartość s = ½ spinowej liczby kwantowej i w opisie stanów kwantowych można tę liczbę pominąć.

MAGNETYCZNA SPINOWA LICZBA KWANTOWA (m) określa orientację przestrzenną wektora spinu. Dopuszczalne wartości magnetycznej spinowej liczby kwantowej (m_s) m_s= - ½;+ ½ każdy poziom orbitalny to dwa stany kwantowe (opisane tymi samymi liczbami n, l, m) różnią się tylko magnetyczną spinową liczbą kwantową m_s;

Podpowłoka poziom orbitalny m_s = + ½

Powłoka podpowłoka poziom orbitalny

Podpowłoka poziom orbitalny m_s = - ½

ATOMY WIELOKRONOWE wszystkie stany kwantowe dopuszczalne dla elektronu atomu wodoru są dopuszczalne dla elektronów atomów wieloktronowych z tym, że każdy elektron danego atomu musi znajdować się w innym stanie kwantowym który jest charakteryzowany pięcioma liczbami kwantowymi (w praktyce czterema, gdyż spinowa liczba kwantowa jest stała dla wszystkich stanów kwantowych).

ZAKAZ PAULIEGO w atomie nie mogą istnieć elektrony opisane tymi samymi wartościami wszystkich liczb kwantowych

KWANTOMECHANICZNY OPIS ROZMIESZCZENIA ELEKTRONÓW W ATOMIE

1)okr. liczby elektronów w każdej powłoce

2)rozmieszczenie elektronów w każdej podpowłoce

3)rozmieszczenie elektronów w poziomach orbitalnych

ad1. OKREŚLENIE LICZBY ELEKTRONÓW W POWŁOKACH stosuje się umowny zapis składający się z literowego symbolu powłok zajętych częściowo lub całkowicie przez elektrony indeksu prawego górnego

np. dla atomu chloru ₁₇Cl : K² L⁸ M⁷

ad.2ROZMIESZCZENIE ELEKTRONÓW W KAŻDEJ PODPOWŁOCE. Do zapisu liczby elektronów w podpowłokach (do zapisu tzw. konfiguracji elektronowej) wykorzystuje się główną liczbę kwantową (wartość głównej liczby kwantowej = numer powłoki) i poboczną liczbę kwantową (symbol literowy podpowłoki), np. dla atomu chloru ₁₇Cl

liczba elektronów w podpowłoce

1s² 2s² 3p⁶ 3s² 3p⁶

główna liczba kwantowa symbol podpowłoki

od.3.ROZMIESZZENIE ELEKTRONÓW W POZIOMACH ORBITALNYCH przedstawia się w postaci prostokątów („klatek”), w których elektrony symbolizuje się strzałkami sklarowanymi charakteryzują elektrony różniące się wartością magnetycznej spinowej liczby kwantowej tzn. + ½ lub - ½

dla atomu chloru ₁₇Cl

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Elektrony sparowane (o skompresowanych spinach) dwa elektrony obsadzające ten sam poziom orbitalny różniące się tylko wartością liczby m_s

REGUŁA HUMDA

1.W danej podpowłoce powinna być możliwie duża liczba elektronów niesparowanych

2.Niesparowane elektrony, znajdują poziomy orbitalne danej podpowłoki, mają identyczną orientację spinu

3.Pary elektronowe tworzą się dopiero po zajęciu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane, np. dla C₈

1s² 2s² 2p²

dla ₇N dla ₈O

1s² 2s² 2p³ 1s² 2s² 2p⁴

dla ⁹F dla ₁₀Ne

1s² 2s² 2p⁵ 1s² 2s² 2p⁶

ATOM umownie można wydzielić rdzeń atomowy (jądro atomowe i część elektronów) i elektrony walencyjne

ELEKTRONY WALENCYJNE elektrony o największej energii biorącej udział w procesach chemicznych i decydujące o właściwościach pierwiastka

BLOKI ELEKTRYCZNE - dodatkowy podział układu okresowego pierwiastków związany z lokalizacją tzw. elektronów walencyjnych

1.Pierwiastki bloku energetycznego s

-do bloku energetycznego s należą: pierwiastki grup 1i2(IA,IIA)

-nazwa konfiguracji elektronowej ns

-elektrony walencyjne znajdują się - podpowłoka s powłoki n (1 lub 2 elektrony)

-nowo przybywające elektrony w atomach pierwiastków bloku s znajdują podpowłokę s, należącą do powłoki o numerze równym głównej liczbie kwantowej n (równej) numerowi okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek

2.PIERWIASTKI BLOKU ENERGETYCZNEGO P

-Do bloku energetycznego p należą pierwiastki grup 13 do 18 (IIIAdoVIIIA)

-nazwa konfiguracji elektronowej ns, np.

-elektrony walencyjne znajdują się: powłoka ostatnia czyli są to 3÷6 elektronów, z czego 2 podpowłoce s, reszta w podpowłoce p

-nowo przybywające elektrony w atomach pierwiastków bloku p znajdują podpowłokę p, należąca do powłoki o numerze równym głównej liczbie kwantowej n (równej numerowi okresu w którym znajduje się dany pierwiastek)

3. PIERWIASTKI BLOKU ENERGETYCZNEGO D:

-do bloku energetycznego d należą: pierwiastki grup3do12(gr.B)

-nazwa konfiguracji elektronowej (n-1) d, ns

-elektrony walencyjne znajdują powłokę s powłoki n

podpowłoka d powłoki (n-1)

-nowo przybywające elektrony

w atomach pierwiastków bloku d nowo przybywające elektrony znajdują podpowłokę d należącą do powłoki o numerze o jeden mniejszy od numeru okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek

4.PIERWIASTKI BLOKU ENERGETYCZNEGO f:

-do bloku energetycznego f należą: lantanowce i aktynowce

-nazwa konfiguracji elektronowej ( n - 2 ) f , ( n - 1 ) d , ns

-elektrony walencyjne znajdują się powłoka s powłoki n

podpowłoka d powłoki ( n - 1 )

podpowłoka f powłoki ( n - 2 )

-nowo przybywające elektrony

W atomach pierwiastków bloku f nowo przybywające elektrony znajdują podpowłokę f , należącą do powłoki o numerze o dwa mniejsze od numeru w którym znajduje się dany pierwiastek

Przykłady zastosowań i uwagi

Kolejność pisana konfiguracji stanów podstawowych

podpowłoka	l.elektronów	Konf. elektronow
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p	1 (H i He) 2 (Li i Be) 6 (Bo + Ne) 2 (Na I Mg) 6 (Al. + Ar) 2 (K i Ca) 10(Sc + Zn) 6 (Ca + Kr) 2 (Rb i Sr) 10 (Y + Cd) 6 (In + Xe) 2 (Cs i Ba) 14 (Ce + Lu) 10 (Ca + Hg) 2 (Ti + Pb)	1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^10 5p^6 6s^2 4f^14 5d^10 6p^6

Np. Ge: 1s²2s²2p⁴3s²4s³3d¹⁰4p³

UWAGI:

-podane wyżej reguły obsadzania poziomów energetycznych dotyczą stanu podstawowego atomu. Jeżeli atom pochodnie określona ilość energii, to może nastąpić przeniesienie jednego lub kilku elektronów na wyższe poziomy energetyczne (do tzw. stanu wzbudzonego).

-spośród stanów wzbudzonych najważniejsze są stany walencyjne (warunkujące tworzenie wiązań).

-walencyjnie wzbudzone atomy powstają w wyniku rozłączenia pary elektronowej z poziomu orbitalnego o największej energii i wzbudzenie elektronu walencyjnego do najbliższego stanu energetycznego, np. elektrony walencyjne C:

-stan podstawowy (konfiguracja elektronów walencyjnych

2s²2p² =>wartościowość II)

2s² 2p⁶

-stan wzbudzony (konfiguracja elektronów walencyjnych

2s²2p⁴ => wartościowość III)

2s² 2p⁴

-stan wzbudzony (konfiguracja elektronów walencyjnych

3s² 3p⁴

ELEKTRONY WALENCYJNE

-stan podstawowy(konfiguracja elektronów walencyjnych

3s²3p⁴ => wartościowość II)

3s² 3p⁴

-stan wzbudzony (konfiguracja elektronów walencyjnych

3s² 3p³ 3d¹

-stan wzbudzony (konfiguracja elektronów walencyjnych

3s¹3p³3d² = > wartościowość VI)

3s¹ 3p³ 3d²

ELEKTRONY W CZĄSTECZKACH

1.łączenie się atomów w cząsteczki (tworzenie wiązań chemicznych) - konsekwencja dążenia układów do obniżenia swej energii

UWAGI:

1.Powstawaniu wiązania chemicznego tworzymy

-zmiana rozkładu gęstości ładunku elektronowego

-obniżenie energii układu

2.Minimum energii nie posiadają dwa atomy, które nie tworzą cząsteczki ( np. dwa atomy He)

ENERGIA WIĄZANIA różnica sumy energii atomów izolowanych ( w dużym oddaleniu od siebie) oraz energii cząsteczki (równowagowej odległości jąder)

Uwaga: energia oddziaływania na siebie atomów izolowanych jest równa zero

ENERGIA WIĄZANIA

-dla procesu egzotermicznego (egzoenergetycznego) znak „ - ” (wydzielenie ciepła)

-dla procesu endotermicznego (endoenergetycznego) znak „ + ” (pobieranie ciepła)

uwaga: tworzenie każdego wiązania jest procesem egzotermicznym (Δ E < 0), np. H + H = H₂ - 436 (kJ / mol H₂)

DROBINA (CZ.CHEMICZNA, INDYWIDUM MOLEKULARNE) - strukturalny składnik materii utworzony z jąder i elektronów (np. atom, cząsteczka, jon)

DROBINY

-jednojądrowe (atomy oraz jony proste, np. Fe, Na⁺, S²)

-wielojądrowe (cząsteczki oraz jony złożone S₂^-4, NH₄⁺

PRZEWIDYWANIE BUDOWY PRZESTRZENNEJ DROBIN współczesna wiedza pozwala na przewidywanie budowy drobin wielojądrowych składających się z pierwiastków grup głównych (jedną z najprostszych - metoda Vsepr)

METODA Vsepr (Vallance Shall Elektron Pair Repulsion - oddziaływanie par elektronowych powłok walencyjnych)

ZAŁOŻENIE MODELU UPROSZCZONEGO

1.drobina zbudowana jest z rdzeni atomowych i elektronów walencyjnych

2.do elektronów walencyjnych zalicza się elektrony walencyjne wszystkich atomów (łącznie z nadmiarowymi anionów i ich brakiem w kationach), np. O₂: L_el.wal.= 2 · 6 = 12

SO₂: : L_el.wal.= 1 · 6 + 2 · 6 = 18

CO₃^-2: L_el.wal. = 1 · 4 + 3 · 6 + 1 · 2 = 24

NH₄⁺: L_el.wal = 1 · 5 + 4 · 1 - 1 · 1 = 8

3.eozpatrujemy drobinę wielojądrową spełniające warunki

-można z niej wyodrębnić atom centralny;

-atom centralny jest połączony z atomami, a nie z grupami atomów (np. OH) istota uproszczona wersji metody Vsepr (atomy lub grupy połączone z atomem centralnym = ligandy)

4.O geometrii drobin (o wzajemnym połączeniu jąder atom. wchodzących w skład drobin) decyduje tzw. liczba przestrzenna

Lp = L_wpe + L _δ

L_wpe - liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego

L _δ - liczba wiązań o łączących atom centralny z ligandami

PODSTAWOWE ZASADY METODY VSEPR

1.O geometrii drobin decyduje liczba przestrzenna Lp.

2.parom elektronowych, decydującym o geometrii drobin odpowiadają określone obszary orbitalne, a ich orientacja przestrzenna jest maksymalnie symetryczna

3.Poszczególne pary elektronowe odpychają się jednak z różną siłą: najsilniej odpychają się wolne pary elektronowe, słabiej odpychają się wolne pary elektronowe i para wiązanie δ, najsilniej odpychają się dwie pary δ

4.Atomy - ligandy mają oktet elektronowy (wyjątek stanowi wodór, który ma dublet elektronowy)

PODSUMOWANIE

1.ATOM CENTRALNY - LIGANDY

a)Drobiny zawierające atom centralny i ligandy w postaci atomowej H - N - H H - C - H

‌‌ ‌‌ ‌

H O

b)Drobiny zawierające atom centralny i ligandy o postaci grup

H - O - S - O - H H₂N - C - NH₂

‌‌ ‌ ‌‌ ‌

O O

c)Drobiny w których nie można wyodrębnić atomu centralnego

H₂C - CH₂ H₂C = CH₂ HC ≡ CH

ELEKTRONY WALENCYJNE DROBIN

ORIENTACJA PRZESTRZENNA OBSZARÓW ORBITALNYCH (Z ZAŁOŻENIEM PEŁNEJ SYMETRII ORIENTACJI)

-liczba przestrzenna Lp = 2 (symetria liniowa - digonalna)

-liczba przestrzenna Lp = 3 (symetria trójkątna - trygonalna)

-linia przestrzenna Lp = 4 (symetria czworościenna-tetradyczna)

PRZYKŁADY OKREŚLANIA BUDOWY PRZESTRZENNEJ DROBIN

a) BaF₂

1.Określenie konfiguracji elektronowej pierwiastków tworzących związek (podkreślany elektron walencyjne ostatniej powłoki

₄Be: 1s²2s²; ₉F: 1s²2s²2p⁵

2.Ustalenie atomu centralnego F - Be - F

3.Narysowanie elektronów walencyjnych (w różnych sposób zaznaczyć elektrony walencyjne atomu centralnego i ligandów)

F ^δ Be ^δ F

4.Obliczenie liczby przestrzennej

Lp = L_wpe + L _δ = 0 + 2 = 2

5.Narysowanie struktury (budowy przestrzennej) F - Be - F

b)BF₃

1.₅B: 1s²2s²2p¹ ₉F: 1s²2s²2p⁵

2. F - B - F

F

3. F ^δ B ^δ F

4. Lp = L_wpe + L _δ = 0 + 3 = 3 F

5.

c)PbCl₂

1. ₈₂Pb: 1s₂2s₂2p⁶4s²3d¹⁰4p₆5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p²

2. ₁₇Cl : 1s²2s²2p⁴3s²3p⁵

3. Cl - Pb - Cl

4. Lp = L_wpe + L _δ = 1 + 2 = 3

5.

d). CH₄

1. ₆C

UWAGI:

-z przykładu f wynika właściwość, z powodu której woda naz. jest „rozpuszczalnikiem polarnym”

-ogólna zasada: „rozpuszczalniki polarne” są dobrymi rozpuszczalnikami dla związków jonowych (np. H₂O dobrze rozpuszcza NaCl)

UKŁĄD OKRESOWY PIERWISTKÓW

PROWO OKRESOWOŚCI

1.1969r. Dymitr Mendelejew - właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków funkcję okresową masy atomowej (wyjątek: orgon - potas, kobalt - nikiel, tellur - jod)

2.1913r Henry Moseley - właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków funkcję okresową liczby atomowej

FORMA KRÓTKA - UKŁAD DYMITRA MENDELEJEWA

Grupy - pionowe grupy dzielące się na główne A i poboczne B (tzw. podgrupy) ozn. są liczbami rzymskimi

-grup głównych jest B grup pobocznych jest B

-nazwa każdej grupy głównej (A) i każdej grupy pobocznej (B) (wspólna nazwa pierwiastków tych grup) wywodzi się od nazwy pierwszego pierwiastka w grupie

-stosuje się nazwy części grup - od pierwszego pierwiastka danej części, np. chlorowce (tzw. chlor, brom, jod, astat)

FORMA DŁUGA - UKŁAD ALFERDA WERNERA

-pierwiastki grup pobocznych stanowią „przejście” między pierwiastkami grup głównych => pierwiastki „przejściowe” (bez miedziowców, ale z lantanowcami i aktynowcami)

-grupy główne: IA, IIA => 1,2 ; IIIA ... VIIIA => 13, ... 18

-poboczne: IB, IIB => 11, 12 ; IIIB, VIII => 3, ... 7

VIIIB - B(żelazowce), 9 (kobalkotce), 10 (nikielowce)

PRAWIDŁOWOŚCI W UKŁADZIE OKRESOWYM

1.WŁAŚCIWOŚCI

-maksymalna wartościowość pierwiastków grup głównych jest równa numerowi grup (wyjątkiem jest tlen, fluor, helowce)

-wartościowość pierwiastków grup głównych IA + IVA w związkach z wodorem i metalami jest równa numerowi grup

-wartościowość pierwiastków grup głównych VA + VIIA w związkach z wodorem i metalami jest równa VIII minus numer grupy

Nr.gr. głównej	I	II	III	IV	V	VI	VII
Wartościowość max	I	II	III	IV	V	VI	VII
Wartościowość w związkach z wodorem i metalami	I	II	III	IV	III	II	I

-maksymalna wartościowość pierwiastków grup pobocznych jest zwykle zgodna z numerem grup (wyjątek grupa IB maksymalna wartościowość bywa tam wyższa, np. CuO, Au₂O₃)

AKTYWNOŚĆ CHEMICZNA - dla pierwiastków metalicznych rośnie ze wzrostem liczby atomowej

-dla pierwiastków niemetalicznych maleje ze zwrotem liczby atomowej

-w każdym okresie aktywność zmienia się od bardzo dużej (np. lit) poprzez małą, do bardzo dużej (np. fluor)

-każdy okres kończy się helowcami (pierw. nieaktywnymi)

-na początku każdego okresu są metale, na końcu niemetale - widać to na przykładzie właściwości tlenków pierwiastków III okresu

Wzory tlenków	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O7	SO7	Cl2O7
Produkty reakcji tlenków z wodą	NaOH

Wzór charakteru kwasowego

Wzór charakteru zasadowego

SYSTEMATYKA ZWIĄZKÓW NIEORGANCIZNYCH

PODZIĄŁ ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Tlenki, wodorki, wodorotlenki, kwasy, sole, związki niemetali innych niż tlen, np.( PCl, CS, SF)

TLENKI są to związki pierwiastków z tlenem: wzór ogólny E_nO_m gdzie E - dowolny pierwiastek n,m - współczynnik

OTRZYMYWANIE

1.bzpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem, np. S + O₂ = SO₂

2.utlenianie tlenków, np. 2SO₂ + O₂ = 2SO₃

3.reakcjatlenków, np. CO₂ + C = 2 CO

4.reakcje termicznych soli lub wodorotlenków, np.

CaCO₃ = CaO + CO₂ lub Cu(OH)₂ => Cuo + H₂o

5.spalanie związków organicznych, np. CH₄ +2O₂ = CO₂ + 2H₂O

6.rozkład kwasów tlenkowych, np. H₂SO₃ = CO₂ + H₂O

7.reakcje soli stałych kwasów tlenowych z kwasami mocnymi, np. Na₂CO₃ +HCl = NaCl + CO₂ + H₂O

właściwości fizyczne tlenki metali są zwykle ciałami stałymi o dużej gęstości i wysokiej temperaturze topnienia (500÷3000°C) tlenki litowców i berylowców rozpuszczają się w wodzie, tlenki pozostałych metali nie rozpuszczają się w wodzie. Tlenki niemetali są zwykle gazami (CO, CO₂, SO₂, SO₃, NO, NO₂)

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE tlenki dzieli się ze względu na zachowanie względem kwasów, zasad i wody:

1.tlenki zasadowe, czyli reagujące z kwasami, są to tlenki metali, a produktem reakcji są sole, np. Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O, (są także niezasadowe tlenki metali, np. CrCO₂, Mn₂O₇). Tlenki metali grup IA, IIA zwane też bezwodnikami zasadowymi reagują z wodą dając wodorotlenki o charakterze zasadowym, np. Na₂O + H₂O = 2NaOH. Zasadowe tlenki pozostałych metali na ogół nie reagują z wodą (np. CrO, MnO) TLENKI ZASADOWE NIE REAGUJĄ Z ZASADAMI

2. Tlenki kwasowe czyli reagujące z żasadmi są to zwykle tlenki niemetali a tkaże tlenki metali na wyższym stopniu utlenienia np. Cro3 Mn2O7

tlenki kwasowe w reakcjach z zasadami i tlenkami zasadowymi tworzą sole np2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O CaO+CO2=CaCO3

tlenki kwasowe zwane są bezwodnikami kwasowymi gdyż w reakcjach z wodą tworzą kwasy tlenowe np. SO3+H2O=H2SO4

niektóre tlenki kwasowe nie regują z wodą np. SiO2

TLENKI KWASOWE NIE REAGUJĄ Z KWASAMI

3 Tlenki amfoteryczne czyli tlenki reagujące zarówno z kwasami jak i z zasadami

Produktem reakcji z kwasami i zasadami jest sól

ZnO+H2SO4=ZnSO4+H2O

Cynk stał się kationem w soli

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O

Cynk stał się częścią anionu cynkowanego ZNO2 2-

Tlenki amfoteryczne na ogół nie rozpuszczająsię w wodzie

4 Tlenki obojętne czyli nie reagujące z kwasami i zasadami. Do tej grupy należą m.in. CO NO. Tlenki te nie reagują z wodą a mogą mogą rozpuszczać się w wodzie jedynie fizycznie nie są to bezrodniki kwasów i zasad

Podział tlenków

(tlenki metali i niemetali)

Tlenki metali Tenki niemetali

Na2O CaO MnO CrO3 Al2O3 SO3 CO2 SiO2 As2O3

Kwasowe

SO3 CO2 CrO3

Amfoteryczne

Al2O3 As2O3

WODORKI

Są to związki pierwiastków z wodorem

HnE lub Ehn

E-dowolny pierwiastek n- wspóczynnki

HnE- niemetale

Ehn - metale

Otrzymywanie

Większość wodorotlenków otrzymuje się w bezpośredniej reakcji pierwiastków z wodorem

H2+Cl2=2HCl

3H2+N2=2NH3-niegodne z zasadą

Ca+H2=CaH2

Właściwości fizyczne

Wodorotlenki metali są ciałami stałymi wodorotlenki niemetali są przeważnie gazami

Właściwiści chemiczne

Wodorotlenki metali gwałtownie reaguja z wodą tworząc zasady wydzielając przy tym wodór

CaH2+H2)=Ca(OH)2+2H2

Wodorotlenki niemetali

1 wodorotlenki tlenowców i fluorowców rozpuszczają się w wodzie a ich wodne roztwory nazywają się kwasami beztlenowymi np.

• wodny roztwór fluorowodoru HF kwas fluorowodorowy

• wodny roztwów chlorowodoru HCl kwas chlorowodorowy (kwas solny)

2 Amoniak

jedyny wodorotlenek który reagując z wodą tworzy związek zasadowy

NH3+H2O=NH4OH

3 pozostałe wodorki nie reagują z wodą

WODOROTLENKI

Są to związki o wzorze ogólnym

M(OH)m

M-metal OH gr. Wodorotlenowa-hydroksylowa

Otrzymywanie

Wodorotlenki litowców i berylowców otrzymuje się dwiema metodami

• w reakcji tlenku z wodą

Li2O+H2O=2LiOH

• w reakcji metalu z wodą

2Na+2H20=2NaOH+H2

2 Inne metale i ich tlenki w większości przypadków nie reaguje z wodą. Wodorotlenki otrzymuje się wtedy z połączenia rozpuszczonej soli danego metalu i silnie zasadowego wodorotlenku CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4

Właściwiści fizyczne

Wodorotlenki są na ogół ciałami stałymi Wodorotlenki litowców i berylowców rozpuszczają się w wodzie wyjątek Be(OH)2 i Mg(OH)2 Wodorotlenki o silnych właściwościach zasadowych przede wszystkim NaOH i KOH nazywane są alkaliami a ich wodne roztowory ługami.Ługi popdują bolesne trudno gojenie się skóry

Właściwości chemiczne

Wszystkie wodorotlenki reagują z kwasami a niektóre także z zasadami

1 Wodorotlenki zasadowe czyli reagujące z kwasami a niereagujące z zasadami

Są to wodorotlenki metali gr, 1A i 2A wyjatej Be(OH)2 - amfoteryczny i kilka innych metali

2 Wodorotlenki amfoteryczne czyli reagujące z kwasami i zasadami są to np.

Zn(OH)2+H2SO4-ZnSO4+2H2O

Cynk stał się kationem w soli

Zn(OH)2+2NaOH-Na2ZnO2+2H2O

Cynk stał się częśćią anionu cynkowego Zn2 2-

Większość wodorotlenków amfoterycznych jest nierozpuszczalna w wodzie

KWASY

Są to związki o wzorze ogólnym

HnR

R- reszta kwasowa prosta Cl- S2- złożona SO4 2-

Otrzymywanie

Kwasy tlenowe moża uzyskać rozuszczając w wodzie odpowiedni bezwodnik kwasowy (tlenek kwasowy)

SO3+H2O=H2SO4

P2O5+3H2O=2H3PO4

Jeżeli bezwodnik kwasowy nie reaguje z wodą np. SiO2 to kwas może otrzymać

Np. Na2SiO3+2HCl=H2SiO3 + 2NaCl

Kwasy beztlenowe otrzymuje się rozpuszczając w wodzie odpowiednie wodniki

Właściwości chemiczne

1 podstawową cechą jest zdolność do reaogowania z zasadami z utorzeniem soli

np. NaOH+HCl=NaCl+H2o

2 Większość kwasów reaguje niemal ze wszystkimi metalami

metal+kwas=sól+wodór

Zn +2HCl=ZnCl+H2

3Kwasy reagują z większością tlenków metali z wytworzeniem soli

CuO+H2SO4=CuSO4+H2O

SOLE

Są to związki o wzorze ogólnym

MnRm lub Mn(HkRm) lub [M(OH)k]nRm

M-metal R-reszta kwasowa

Otrzymywanie

1. Reakcja kwasów z zasadami

Zasada+kwas=sól +woda

NaOH+HCl=NaCl+H2O

2. reakcja tlenku zasadowego z kwasem

tlenek zasadowy + kwas=sól+ woda

Fe + H2SO4=FeSO4+H2O

3. rekcja zasady z tlenkiem kwasowym

zasada + t.kwasowy = sól + woda

2NaOH + CO2=Na2CO3 + H2O

4. reakcja t. Zasadowego z t. Kwasowym

t. zasadowy + t. kwasowy = sól

CaO +CO2= CaCO3

5. reakcja kwasu z niektórymi metalami

metal +kwas = sól + wodór

Zn +H2SO4=ZnSO4+H2

6. reakcja niektórych metali z niektórymi niemetalami

metal + niemetal = sól

7. reakcja soli z kwasem

sól + kwas = sól + kwas

CaCO3+ H2SO4= CaSO4 +H2CO3

(H2O +CO2)

PODZIAŁ SOLI

SOLE

SOLE WODOROSOLE HYDROKSYSOLE

OBOJĘTNE

Sole obojętne

MnRm

Al.2(SO4)3

Wodorosole (sole kwaśne)

Mn(HkR)m

NaHSO4 Na2HPO4

Wodorosole są to sole wywodzące się z kwasów wielowodorowych w których nie wszystkie kwasowe atomy wodoru zostały zastąpione metalem

Kwasy jednowodorowe nie tworzą wodorosoli

Hydroksysole (sole wodorotlenkowe) sole zasadowe

[M(OH)k]nRm

np. Ca(OH)Cl [Al(OH)2]2SO4]

Hydroksysolami nazywamy sole wywodzące się z zasad dwu lub więcej wodorotlenowych w których nie wszystkie grupy wodorotlenkowe -hydroksylowe zostały zastąpione resztami kwasowymi

Zasady jednowodorotlenowe nie twodzą hydroksysoli

ELEKTOUJEMNOŚĆ PIERWIASTKÓW

Reakcje chemiczne - tworzenie wiązń chemicznych- polegają na oddawaniu przyjmowaniu lub uwspólnieniuelektronów poprzez atomy reagujących ze sobą pierwiastków

Regóła oktetu w procesie tworzenia wiązań chemicznych atom oddaje pobiera lud uwspólnia taką liczbe elektonów aby w zewnętrznej powłoce uzyskać 8 elektronów walencyjnych - wyjatek H dąży do 2 elektronów

-teoria LEWISA i KOSSELA-gdy pierwiastki łączą się w związki chemiczne ich atomy dążą do uzyskania konfiguracji walencyjnej walencyjnej najbizszego w układzie helowca

Regóła dubletu - liczba wiązań kowalencyjnych które może utrzymać atom jest równa liczbie niesparowanych elektronów walencyjnych -wiązanie powstaje wtedy gdy dwa elektrony pochodzące od dwóch róznychcatomów pierwiastka utworzą dublet czyli pare o przeciwnie sparowanych spinach

Elektroujemność jest to zdolność atomów do wiązania własnychi obcych elektronów

Pierwiastki których atomy słabo wiążą elektrony walencyjne i w równwnich chemicznych łatwo je oddają przekształcając się w jony dodatnie mają małą elektroujemność-dużą elektrododatność i chrakter metaliczny

Pierwiastki których atomy mocno wiążą własne elektrony walencyjne i w reakcjach chemicznych wykazują tendencje do przyłączania obcych elektronów tworząć jony ujemne mają dużą elektroujemność i chrakter niemetaliczny

Skal elektroujemniści Linusa Paulinga-elektroujemności Paulinga są zawartymi w przedziale od 0,7 (Cs) do 0,4 (F)

WIĄZANIA CHEMICZNE

Tworzenie wiązań chemicznych jest skutkiem dążenia układów do mineralizacji energii

Podstawowe rodzaje wiązań chemicznych

1. jonowe

2. kowalencyjne

3. kowalencyjne polarne

4. metaliczne

5. koordynacyjne

6. wodorowe

W. jonowe

Powstają między atomami pierwiastków skrajnie rózniących się elektroujemnością

Polega ono na przejściu jednego lub kilku elektronów walencynych z atomu pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego

W praktyce przyjmuje się że wiązanie ma charakter jonowy gdy różnica elektroujemności atomów w skali Pauliego wynosi nie mniej niż 1,7 Do związków jonowych należą tlenki litowcówi berylowców bez berylu sole wodorotlenki tlenki metali

Właściwiści związków jonowych

• w związkach o wiązaniach jonowych siły między atomami cząstek sąsiednich są znacznie -są siły elektrostatyczne i dlatego w zwykłych warunkach związki te są krystalicznymi całami stałymi , twardymi o względnie wysokich tem. topnienia , wrzenia

• w zdecydowanej większości związki jonowe dobrze rozpuszczją się w rozpuszczalnikach polarnych np. w wodzie

• stałe związki jonowe nie przewodzą prądu elektrycznego w stanie ciekłym - (stopione lub w roztworach wodnych) przewodzą prąd gdyż jony uwolnione z sieci krystalicznej uzyskują zdolność poruszania się

• reakcje z udziałem związków jonowych przebiegają z bardzo dużą szybkością

WIĄZANIAKOWALENCYJNE POLARNE

SPOLARYZOWANE

Wiązania spolaryzowane są pośrednimi między jonowymi a kowalencyjnymi. Powstają gdy łączą się atomy pierwiastków rózniących się elektroujemnością ale nie tak bardzo aby utworzyć wiązanie jonowe.

Cechą charakterystyczną wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego np. HCl para jest silniej przyciągana przez atomy chloru niż przez atomy wodoru

Przesunięcie ładunku zaznacza się za pomoca strzałi

W cząstkach tych można wyróżnić biegun dodatni i ujemny(są to cząstki dipolowe -dwubiegunowe) Miarą przesunięcia ładunku jest moment dipolarny

e- bezwzględna wartość ładunku elektrycznego zawartego w jednym z biegunów

l- odległość biegunów

Jednostka momentu dipolowego

Cm kulombometr dawna jednostka debaj D 1D=3,33 10 Cm

Przykładowe wartości momentu dipolowego

Właściwości związków w wiązanich spolaryzowanych zależą od ilościowego udziału wiązania jonowego w danym wiązaniu

WIĄZANIA METALICZNE

Powstanie wązan metalicznych polega na przekształceniu atomu jednego lub kilku metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów. Wiązania te istnieją tylko w stanie stałym lub ciekłym. W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy mogące wykonywać tylko ruchy oscylacyjne wokół węzłów a zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu

Właściwiści metali i ich stopów

1. Metale i cih stopy (jeżeli są wypolerowane i oczyszczone) mają chrakterystyczny połysk metaliczny.

2. Skutkiem oscylacji rdzeni atomowych , tworzących węzły sieci krystalicznej jest dobre przewodnictwo cieplne metali

3. Skutkiem swobodnego ruchu elektronów jest dobre przewodnictwo elektryczne (mała rezystancja) metali

4. Ponieważ ze wzrostem temp wzrasta ampituda drgań kationów tworzących sieć krystaliczną , ze wzrostem temp rośnie także rezystancja metali (ze wzrostem temp elektronom trudniej jest przedzierac się między węzłami)

5. Specyficzną właściwością metali jest termo i fotoemisja. Zjawisko polega na wybijaniu z sieci krystalicznej elektronów przez energię dostarczoną z zewnątrz w postaci ciepła lub światła

WIĄZANIA KOORDYNACYJNE

Donorowo-akceptorowe , semipolarne

Polega na utorzeniu wiązania pary elektronów dostarczonej przez jeden atom(donor dawca) drugi atom (akceptor biorca) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora

Warunkiem utworzenia wiązania jest zderzenie drobiny dysponującej wolną parą elektronów walencyjnych nie zaangażowanej w innych wiązanich z drobiną dysponującą luką elektronową w powłoce walencyjnej. Cechą specyficzną wiązania jest to że po jego powsaniu wszystkie elektrony walencyjne akceptora stają się rowno cenne

-powsanie kationu amonowego

reakcja amoniaku z trifluorkiem boru BF3

WIĄZANIA WODOROWE

MOSTEK WODOROWY

Waiązanie wodorowe jest słabym wiązaniem między atomem wodoru związanym chemicznie z atomem silnie elektroujemnym a atomem o dużej elektroujemności. Dysponujemy wolną parą elektronów np. atom azotu tlenu chloru

Atom wodoru -proton- może być związany równocześnie z dwoma atomami jeśli mają one małe wymiary i dużą elektroujemność. Substancje w których występują wiązania wodorowe wykazują anomalie wysoką temp topnienia i wrzenia oraz duże ciepło parowania. Dzięki wiązaniu wodorowemu mogą powstać np. dimery wody(H2O)2

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE

Niektóre związki chemiczne zdolne są do samodzielnego istnienia mogą reagować ze sobą. Produktem tych reakcji są nowe związki o całkowicie odmiennych własnościach. Tworzące się w ten sposób połączenia nazywane są związkami kompleksowymi-koordynacyjnymi

W Związkach kompleksowych wyróżnia się atom -jon- centlalny którym jest zwykle metal tzw centrum koordynacji. Centrum koordynacji otoczone jest zespołem cząstek - ligandami. Ligandami są cząsteczki lub jony zawierające wolne pary elektronów np. NH3 Cl ^-

Liczbę ligandów połączonych z centrum koordynacji nazywa się liczbą koordynacyjną. Związki kompleksowe mogą być kationami anionami lub być elektrycznie obojętne (w zależności od ładunku centrum i ligandów)

STRUKTURA CIAŁ STAŁYCH

Cechą charakterystyczną ciał stałych jest przestrzenne uporządkowanie elementów strukturalnych (cechy tej nie posiadają ciecze i gazy). Jeżeli uporządkowanie ma charakter regularny, to substancję zaliczamy do ciał krystalicznych; jeżeli uporządkowanie jest nieregularne, to substancję zaliczamy do ciał bezpostaciowych (amorficznych).

Ciała krystaliczne - w stanie stałym mają uporządkowaną, prawidłową budowę wewnętrzną. W  zależności od warunków krystalizacji mogą być monokryształami lub ciałami polikrystalicznymi.

Monokryształy - pojedynczy kryształ bardzo zbliżony do kryształu doskonałego, nie zawierający zrostów, pęknięć i wrostów.

Ciała polikrystaliczne - ciała składające się z  licznych, drobnych kryształów (najczęściej wielkości mikroskopowej); większość spotykanych w przyrodzie i  otrzymywanych sztucznie ciał stałych jest ciałami polikrystalicznymi.

Właściwości ciał krystalicznych i bezpostaciowych:

ciała krystaliczne topią się w określonej temperaturze, charakterystycznej dla danej substancji (np. woda w  0^oC); ciała bezpostaciowe przechodzą ze stanu stałego do stanu ciekłego stopniowo miękną, przechodzą przez stan plastyczny (np. szkło);

ciała krystaliczne są anizotropowe (pewne właściwości fizyczne zależą od kierunku) - anizotropowa może być wytrzymałość mechaniczna, współczynnik załamania światła, współczynnik sprężystości postaciowej, współczynnik rozszerzalności liniowej, przewodność cieplna i  elektryczna, stała dielektryczna;

ciała bezpostaciowe są izotropowe - wymienione właściwości mają identyczne we wszystkich kierunkach;

cechą specyficzną kryształów jest symetria; wyróżnia się płaszczyzny symetrii, osie symetrii i środki symetrii.

REAKCJE CHEMICZNE

KLASYFIKACJA REAKCJI CHEMII NIEORGANICZNEJ

1. Reakcja syntezy - polega tworzeniu nowej substancji z dwóch lub więcej substancji

A + B C

gdzie: A i B - substraty; C - produkt

np. N₂ + 3H₂
2NH₃

CaO + CO₂
CaCO₃

2. Reakcja analizy (rozkładu) - polega na rozkładzie substancji złożonej na dwie lub więcej substancje proste

AB A + B

gdzie: AB - substrat; A i B - produkty

np. CaCO₃
Ca + CO₂

NaCl


+

3. Reakcja wymiany - polega na przekształceniu dwóch lub więcej substancji w nowe o innym ugrupowaniu atomów lub jonów

3a. Reakcja wymiany pojedynczej (prostej)

3b. Reakcja wymiany podwójnej

AB + CD AC + BD lub AB + CD AD + BC

np. BaCl₂ + H₂SO₄
BaSO₄ + 2HCl

Wszystkie wymienione typy reakcji mogą przebiegać:

ze zmianą stopnia utlenienia reagentów - są to tzw. reakcje utlenienia i redukcji (reakcje redoks)

np. 2

bez zmiany stopnia utlenienia reagentów

np. CaO + CO₂
CaCO₃

KINETYKA I STATYKA

REAKCJI CHEMICZNYCH

Kinetyka chemiczna - dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem szybkości reakcji chemicznych i wpływu na nie różnych czynników (np. stężenia reagentów, temperatury katalizatorów) oraz wyjaśnieniem ich mechanizmów, czyli sposobów przemiany substratów w  produkty reakcji

Statyka chemiczna - dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem właściwości układów, w których zakończył się przebieg reakcji chemicznej i został osiągnięty stan równowagi chemicznej

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ

Szybkością reakcji chemicznej nazywany jest ubytek liczby moli substratów lub przyrost liczby moli produktów w jednostce czasu

w jednostce objętości układu reakcyjnego

v =

A A  + BC AB + C lub A + BC AC + B

np. Sn + 2HCl
SnCl₂ + H₂

Dla reakcji chemicznej przebiegającej wg równania

nA + mB
produkty

szybkość reakcji chemicznej można zapisać także

v = k = k [A]^n [B]^m

gdzie: k - stała szybkości reakcji chemicznej; c_A i [A] oraz c_B i

[B] - stężenia molowe substratu A i B; n, m - współczynniki stechiometryczne

Szybkość reakcji chemicznej zależy od częstości tzw. zderzeń efektywnych, które mogą nastąpić wtedy, gdy cząstki chemiczne mają odpowiednio dużą energię, tzw. energię aktywacji.

Na szybkość reakcji chemicznej wpływa:

Stężenie - ze wzrostem stężenia substratów rośnie całkowita liczba zderzeń, a w tym także zderzeń efektywnych (wzrost stężenia powoduje wzrost szybkość reakcji)

2. Temperatura - ze wzrostem temperatury rośnie średnia energia kinetyczna cząsteczek i liczba zderzeń efektywnych (wzrost temperatury powoduje wzrost szybkości reakcji chemicznej)

Reguła van't Hoffa - Zwiększenie temperatury układu reakcyjnego o 10K powoduje zwykle 2÷3 krotny wzrost szybkości reakcji

3. Obecność katalizatora.

Katalizator jest to substancja, która wpływa na zmianę szybkości reakcji chemicznej, pozostając po reakcji w  niezmienionej postaci.

Katalizator, który zwiększa szybkość reakcji nazywa się katalizatorem dodatnim (lub katalizatorem), a  katalizator zmniejszający szybkość reakcji - katalizatorem ujemnym (lub inhibitorem)

Autokataliza - kataliza, w której katalizatorem dla danej reakcji jest jeden z substratów lub produktów reakcji

Katalizator biochemiczny (biokatalizator) - związek chemiczny występujący w małych ilościach w  organizmach żywych, katalizujący reakcje chemiczne

(enzymy, hormony i witaminy)

PRAWO DZIAŁANIA MAS

(Guldberg, Waage - 1867 r.)

Reakcje chemiczne są procesami odwracalnymi. Często reakcje prowadzi się w warunkach powodujących praktyczną ich nieodwracalność (np. usuwając produkty ze środowiska reakcji).

Rozpatrzmy reakcję

A + B
C + D (1)

o szybkości

v₁ = k₁ [A] [B] (2)

W momencie powstania pierwszych cząsteczek C i D zaczyna przebiegać reakcja przeciwna

C + D
A + B (3)

o szybkości

v₂ = k₂ [C] [D] (4)

Po pewnym czasie ustala się stan równowagi dynamicznej i szybkości obydwu reakcji zrównują się

A + B
C + D (5)

Wtedy też

v₁ = v₂

czyli

k₁ [A] [B] = k₂ [C] [D] (6)

a stąd

(7)

gdzie K - stała równowagi reakcji chemicznej.

Zależność (7) nazywa się „prawem działania mas” lub „prawem równowagi chemicznej” - w stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą, charakterystyczną dla danej reakcji w danej temperaturze

Dla reakcji

aA + bB +
cC + dD + (8)

stała równowagi ma postać

(9)

REGUŁA PRZEKORY

(REGUŁA LE CHATELIERA, 1887 r.)

Każdy układ w stanie równowagi, poddany działaniu zewnętrznemu naruszającemu ten stan równowagi ulega takim zmianom, które zmniejszają to działanie.

Podstawowe działania zewnętrzne:

Stężenie reagentów

dodatek substratu lub usunięcie produktu powoduje przesunięcie równowagi w prawo (w kierunku wzrostu stężenia produktów)

dodatek produktu lub usunięcie substratu powoduje przesunięcie równowagi w lewo (w kierunku wzrostu stężenia substratów)

Zmiany stężenia nie powodują zmiany stałej równowagi

Ciśnienie (odpowiednik stężenia dla reakcji przebiegających w stanie gazowym)

wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w  prawo, gdy objętość substratów jest większa od objętości produktów

wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w  lewo, gdy objętość substratów jest mniejsza od objętości produktów

ciśnienie nie wpływa na równowagę procesu, gdy objętość substratów jest równa objętości produktów

Zmiany ciśnienia nie powodują zmiany stałej równowagi

Temperatura

a) podwyższenie temperatury układu, w którym przebiega reakcja endotermiczna, powoduje przesunięcie równowagi w prawo

b) podwyższenie temperatury układu, w którym przebiega reakcja egzotermiczna, powoduje przesunięcie równowagi w lewo

Stała równowagi: ze wzrostem temperatury wzrasta dla reakcji endotermicznych i maleje dla reakcji egzotermicznych

Katalizator

Nie wpływa na równowagę i stałą równowagi; wpływa na czas osiągnięcia równowagi

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA (JONOWA)

Dysocjacja elektrolityczna - rozpad cząsteczek na jony jako wynik oddziaływania między substancją rozpuszczoną a rozpuszczalnikiem

Elektrolity substancje, które po rozpuszczeniu w  wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym rozpadają się na jony (Arrhenius, 1887).

Elektrolitami są związki o wiązaniach jonowych i  kowalencyjnych spolaryzowanych (kwasy, wodorotlenki. sole, i wodorki kwasowe)

Nieelektrolitami są prawie wszystkie związki organiczne

(wyjątek kwasy karboksylowe)

Stała dysocjacji. Dla elektrolitu typu AB, dysocjującego na jeden kation A⁺ i jeden anion

AB

stała (równowagi reakcji) dysocjacji ma postać

gdzie: [A⁺], [
] - stężenie jonów; [AB] - stężenie cząsteczek niezdysocjowanych

Stała równowagi nie zależy od stężenia roztworu, zależy od temperatury (p. stała równowagi reakcji chemicznej)

W przypadku substancji dysocjujących wielostopniowo (np. kwasu fosforowego), kolejnym stopniom dysocjacji odpowiadają różne stałe dysocjacji (kolejne stopnie dysocjacji mają coraz to mniejsze stałe)

Stopień dysocjacji (służy do określania mocy elektrolitu). Jest to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych N_z (stężenia cząsteczek zdysocjowanych C_z) do liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu N_w (całkowitego stężenia elektrolitu C_w)

=

Stopień dysocjacji zależy od:

rodzaju elektrolitu i rozpuszczalnika;

stężenia roztworu (wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu);

temperatury (zwykle rośnie ze wzrostem temperatury);

obecności innych substancji w roztworze

Moc elektrolitów określa się za pomocą stałej dysocjacji lub stopnia dysocjacji (α > 0,3 - elektrolit mocny; 0,05<α<0,3 - elektrolit średniej mocy; α<0,05 - elektrolit słaby)

HYDROLIZA SOLI

Hydroliza - rozkład substancji chemicznych organicznych

i nieorganicznych pod wpływem wody, przy czym produkty rozkładu składają się z elementów budowy substancji ulegającej hydrolizie

i wody

Hydroliza zasadowa (produkt hydrolizy ma odczyn zasadowy)

Sole słabych kwasów i mocnych zasad w wodzie ulegają całkowitej dysocjacji

np. CH3COONa

CH3CO

+ Na^+

26

---