CHEMIA

2009-11-24

CHEMIA

Prowadzący

Dr Małgorzata Wojtkowska

WIŚ

p. 406

ZAKRES MATERIAŁU

Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne

- Modele budowy atomu. Struktura elektronowa

atomu. Poziomy energetyczne i widmo atomu
wodoru wg Bobra. Dualizm korpuskularno-
falowy.

Budowa atomu w ujęciu kwantowym. Liczby
kwantowe. Orbitale atomowe-energia i symetria.
Konfiguracje elektronowe, zakaz Pauliego,
Reguła Hunda.

2009-11-24

Zmiany własności pierwiastków w obrębie grupy i

okresu (energia jonizacji, energia powinowactwa,
promienie atomowe i jonowe,

Elektroujemność, własności kwasowo-zasadowe

pierwiastków, tlenków i wodorotlenków,

Wartościowość, metaliczność i niemetaliczność,

amfoteryczność).

Związek budowy atomu z układem okresowym.

Cząsteczki i wiązania chemiczne. Reguła oktetu.

Rodzaje wiązań. Moment dipolowy wiązania i

cząsteczki. Wiązania sigma i pi. Delokalizacja

wiązań. Orbitale molekularne. Hybrydyzacja.

Budowa wybranych cząsteczek.

Związki kompleksowe. Budowa, nazewnictwo i
izomeria.

- Elementy kinetyki chemicznej. Energia aktywacji.

Równanie kinetyczne na szybkość reakcji.

Kataliza. Prawo działania mas – stan równowagi

chemicznej. Reguła przekory.

- Elementy termodynamiki chemicznej. Energia

wewnętrzna. Entalpia. I zasada termodynamiki,
prawo Hessa. Warunki standardowe. Obliczanie

efektów cieplnych reakcji. II zasada termodynamiki.
Entropia. Entalpia swobodna. Warunki

samorzutności reakcji, związek standardowej

entalpii swobodnej reakcji z wartością jej stałej

równowagi.

Równowaga chemiczna w roztworach elektrolitów.

Aktywność i współczynnik aktywności (obliczenia).

Teorie kwasów i zasad. Iloczyn jonowy wody. Skala

pH. Obliczanie pH kwasów, zasad i soli.

2009-11-24

Wskaźniki. Reakcje jonowe. Reakcje

strachania osadów. Iloczyn rozpuszczalności.

Efekt solny, efekt wspólnego jonu.

Utlenianie i redukcja. Stopię utlenienia.

Połówkowe, jonowe i cząsteczkowe równania
reakcji redox. Bilansowanie reakcji redox.

Szereg napięciowy metali i szereg
elektrochemiczny. Przewidywanie biegu

reakcji redox. Równowaga reakcji redox.

Ogniwa galwaniczne. Rodzaje elektrod. Wzór
Nernsta.

Procesy elektrolizy wodnych roztworów i

stopionych elektrolitów. Prawa Faradaya.

Zasady ZALICZENIA WYKŁADU

• EGZAMIN
• TRZY CZĘŚCIOWA FORMA ZDANIA

EGZAMINU W TZW. TERMINIE
ZEROWYM:

• Po serii 5 wykładów – sprawdzian
• Zaliczenie trzech sprawdzianów zwalnia z

EGZAMINU

2009-11-24

Podstawowe pojęcia

• Reakcje chemiczne są to przemiany w

czasie, których z jednych substancji

powstają inne o odmiennych

właściwościach.

• Reagenty są to substraty i produkty

łącznie.

• Substraty –substancje wzięte do reakcji
• Produkty – substancje otrzymane w

wyniku reakcji

Prawa chemiczne

• Prawo zachowania masy: Masa

substratów równa się masie produktów
reakcji

• Prawo stałości składu: Stosunek

pierwiastków w każdym związku
chemicznym jest stały i charakterystyczny
dla danego związku.

2009-11-24

• Prawo stosunków stałych - Prusta (1799) –

każdy zw. chemiczny ma stały skład ilościowy:
np. dwa atomy A i B o masie mA i mB tworzą
zw. AB , to stosunek mas tych pierwiastków jest
stały w tym związku: mA/mB= const.

• Prawo stosunków wielokrotnych: jeżeli dwa

pierwiastki łączą się ze sobą tworząc dwa lub
więcej zw. chemicznych, to ilości wagowe
jednego pierwiastka przypadająca na stałą ilość
drugiego pierwiastka pozostają do siebie w
stosunku prostych liczb całkowitych: np. tlenki
azotu.

• Prawo stosunków objętościowych Gay-

Lussaca (1808)

– prosta zależność liczbowa

objętości łączących się różnych gazów – musi

istnieć związek między liczbami reagujących

cząstek a zajmowaną objętością.

W tej samej temperaturze i pod tym samym

ciśnieniem jednakowe objętości różnych gazów

muszą zawierać jednakową liczbę cząstek – to

zauważył Dalton co było sprzeczne z jego teorią

atomistyczną:

• 1V N + 1V O = 2 V NO
• zatem x V N + xV N = 2x V NO
• a więc 1/2V N + 1/2V O = 1 V NO (nie zgodne z

teorią Daltona o niepodzielności atomów).

2009-11-24

• Prawo zachowania materii
• Reakcje chemiczne przeprowadzane w układzie zamkniętym (nie

wymieniającym z otoczeniem masy i energii) przebiegają bez

zmiany łącznej masy reagujących substancji.

• Masa całkowita układu reagującego jest taka sama przed jak i

po reakcji

•



m = const

• Einstein wykazał równoważność masy i energii:

E = mc2

• W reakcjach rozszczepienia czy syntezy jąder atomów znaczna

część masy przechodzi w energię promienistą i słuszne jest prawo

ogólniejsze – prawo zachowania materii : suma masy i energii w

układzie zamkniętym jest stała i nie zależy od zmian zachodzących

w układzie:

•



(m +E/c2) = const

• Można obliczyć, że rozszczepienie 1000 g 235U wyzwala energię

8.23x1013J, co po przeliczeniu daje masę 0.915 g uranu – co

stanowi 0.1% masy początkowej.

Prawo Avogadra

(sformułowane przez

Amadeo Avogadro)

W tych samych warunkach fizycznych tj. w

takiej samej temperaturze i pod takim samym
ciśnieniem, w równych objętościach różnych
gazów znajduje się taka sama liczba
cząsteczek".

1mol gazu

– 22,2 dm3

2009-11-24

• Atom jest to najmniejsza część pierwiastka

chemicznego zachowująca jeszcze jego

charakterystyczne właściwości

• Cząsteczka składa się z co najmniej 2 atomów.

Cząsteczka pierwiastka składa się z atomów tego

samego pierwiastka Cząsteczka związku chemicznego

składa się z atomów różnych pierwiastków

• Masa atomowa m

jest to masa atomu wyrażona w

jednostkach masy atomowej u

• Masa czasteczkowa m

jest to masa atomu wyrażona w

jednostkach masy atomowej u

• Jednostką masy atomowej jest 1/12 masy atomu

węgla 12C u = 1/12 izotopu(12C) = 0,166 * 10(-23)g

• Liczba atomowa (Z) mówi o ilości protonów i elektronów

liczba masowa (A)

mówi o ilości nukleonów w jądrze. A

Z = liczba neutronów

• Nukleony = protony + neutrony

Atom

Nazwa

Promień (m)

Masa

Atom

ok. 10-10

różna w zależności

od pierwiastka

Jądro

ok. 10-15

ok. 99,9% masy

atomu

Elektron

tworzą chmurę o

promieniu

równym promieniowi

atomu

ok. 0,1% masy atomu

2009-11-24

Atom c.d.

• Każdy atom składa się z jądra i elektronów przebywających w

przestrzeni pozajądrowej.

• Jądro składa się z protonów i neutronów, tzw. nukleonów

(wyjątkiem jest izotop wodoru w jądrze którego jest tylko proton).

• Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast

liczbę nukleonów – tzw. liczba masowa A.

• Proton - ciężka cząstka elementarna, o masie 1,6726*10-27kg;

około 1 u. Proton ma ładunek +1 składnik jądra atomowego.

• Neutron - ciężka, elektrycznie obojętna cząstka elementarna o

masie 1,6748*10-

27kg; również około 1 u. składnik jądra

atomowego; swobodny -

nietrwały, rozpada się na proton z emisją

negatonu i antyneutrina.

• Elektron ma ładunek -1 i masę 0,00055 u.

Atom Helu

2009-11-24

Budowa jądra atomowego

• Jądro ma zawsze mniejszą masę, niż wynikałoby to z

sumowania mas składników tego jądra.

• Różnica pomiędzy sumą mas nukleonów tworzących

jądro danego atomu a rzeczywistą masą tego jądra to
tzw. defekt masy.

• Różnica ta odniesiona do jednostki masy atomowej

stanowi tzw.

względny defekt masy i jest miarą energii

wiązania elementów składowych jądra.

• Nuklid jest to zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej i

tej samej liczbie masowej, np.

• 238 U

• Deficyt masy (niedobór masy, defekt masy) - różnica Δm między

sumą mas nukleonów wchodzących w skład jądra atomowego, a masą

jądra. Iloczyn niedoboru masy i kwadratu prędkości światła w próżni jest

równy energii wiązania w jądrze, ΔE.

ΔE = Δmc2

• Δm= xm

+ ym

– m

e(p,n)

• gdzie:

– nuklid zawierający y neutronów i x protonów (N + Z = A)
– mp = 1,00727 - masa protonu w j.m.a.
– mn = 1,00866 - masa neutronu w j.m.a
– mE - masa jądra nuklidu
– c = 3·108 m/s - prędkość światła w próżni
– 1 kg masy to równoważność energii Δm·c2 = 9·1016 J
– 1 g masy to równoważność energii 9·10(13)J
– jednostce masy atomowej (1 u = 1,66053873(13)·10-27 kg) odpowiada

energia 931 MeV

Przykład
różnica pomiędzy masą jądra atomowego, a sumą mas nuklidów składowych:
Dla jądra 4He o masie 4,00150 zawierającego 2 protony (mp = 1,00727) i 2

neutrony (mn =

1,00866) suma mas nukleonów wynosi 4,03186, a więc

deficyt masy Δm = 2mp + 2 mn - mHe = 0,03036 u, co odpowiada

2,73·109 kJ/mol.

2009-11-24

Izobary

– atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie masowej, np.

Izotopy

– atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej, np.

Izotony

– atomy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów,

lecz różnej liczbie masowej, np.

Masa atomowa i masa cząsteczkowa

• Masa atomowa (A) to masa atomu, wyrażona w atomowych jednostkach

masy [u], która stanowi średnią ważoną mas izotopów danego pierwiastka

występujących w przyrodzie:

• gdzie:
• %n – zawartość procentowa danego izotopu,

– masa tego izotopu (upraszczając, możemy wstawić do wzoru liczbę

masową tego izotopu).

Atomowa jednostka masy [u] to masa1/12 masy atomu izotopu węgla C-12

• Masa cząsteczkowa (Mr) jest sumą mas atomów wchodzących w skład

cząsteczki i też jest wyrażona w atomowych jednostkach masy [u].

2009-11-24

Mol i masa molowa

Mol

– jednostka liczności materii.

1mol = 6,02214179

±0,00000030 · 10(23) cząstek

Masa molowa

– masa pojedynczego atomu wyrażona w atomowych

jednostkach masy.

Masa cząsteczkowa – masa pojedynczej cząsteczki wyrażona w

atomowych jednostkach masy.

Atomowa jednostka masy

– odpowiada 1/12 masy izotopu węgla.

Liczba Avogadra -

określa liczbę atomów stanowiących 1 mol.

= 6,022137·10(23) mol-1

Jednostką masy molowej jest mol [mol].

Masa atomowa

• Masa atomowa - liczba określająca ile razy masa

jednego reprezentatywnego atomu danego pierwiastka

jest większa od masy 1/12 izotopu 12C, (atom o średniej
masie wyliczonej proporcjonalnie ze wszystkich

stabilnych izotopów w danego pierwiastka, ze względu
na ich rozpowszechnienie na Ziemi. Masa atomowa jest

wyrażana w jednostkach masy atomowej [u].

• MA - masa atomowa

mA -

bezwzględna masa atomu

0,166·10-23 - 1/12 masy węgla

2009-11-24

Jednostka masy atomowej

• u, oznaczana także jako u (z ang. atomic

mass unit)

– jednostka masy, która w

przybliżeniu jest równa masie atomu wodoru,
została zdefiniowana jako 1/12 masy atomu
węgla 12C.

Liczba Avogadra -

określa liczbę atomów

stanowiących 1 mol.

Objętość molowa - objętość 1 mola gazu wyrażona

w dm3.

• Mol dowolnego gazu zajmuje objętość ok.

22,4 dm3 w tzw. warunkach normalnych
(0

°C czyli 273K, 1 atm, czyli 101325 Pa),.

• 1mol - 6,022137·10(23)at. – 22,4 dm3

2009-11-24

przykład

Dla :
• masy atomowe wodoru i tlenu, to odpowiednio,

1 j. m. at. i 16 j. m. at.;

• masy cząsteczkowe

wodoru H

- 2 j. m. at,

tlenu O

- 32 j

wody H

O - 18 j. m. at.

•Równanie reakcji z przykładu zinterpretujemy zatem:

2009-11-24

Postulaty teorii Daltona

John Dalton,

angielski uczony, opracował w 1804r. tezę atomistyczno -

cząsteczkową budowy materii. We współczesnej formie jest ona aktualna do
dzisiaj.

• Pierwiastek chemiczny złożony jest z bardzo małych cząstek,

które nazwano atomami.

•

• Wszystkie atomy danego pierwiastka wykazują identyczne

właściwości chemiczne.

•

• Atomy należące do różnych pierwiastków cechują

się odrębnymi własnościami fizycznymi oraz chemicznymi. W

przyrodzie jest tyle atomów ile pierwiastków.

•

• Atom określonego pierwiastka nie ulega przekształceniu w

innego rodzaju atom (który charakteryzuje inny pierwiastek) w
wyniku standardowej reakcji chemicznej

•

Postulaty teorii Daltona c.d.

• Tworzenie związków chemicznych przez pierwiastki

jest związane z łączeniem różnych atomów

(należących do różnych pierwiastków) w wyniku czego

powstają cząsteczki.

•
• Związek chemiczny składa się cząsteczek.

Cząsteczki, wchodzące w skład związku

chemicznego, są identyczne pod względem budowy i

właściwości.

•
• Rozkład związku chemicznego następuje w wyniku

rozpadu cząsteczek na atomy pierwiastków.

• Atomy należące do tego samego pierwiastka również

mogą tworzyć cząsteczki.

2009-11-24

• Odkrycie elektronu
• Joseph Thomson w 1896r podczas

doświadczeń z życiem rozrzedzonych
gazów odkrył elektron. Jest to cząstka
elementarna, składowa atomu, oznaczana
symbolem e-

. Charakterystykę elektronu

zestawiono poniższej

• Masa 0,00055u - 9,11 x 10-31kg
• Ładunek 1,6 x 10-19 C

POSTULATY BUDOWY ATOMU BOHRA

Bohr (1913) teorię swą oparł na twierdzeniach , zwanych postulatami Bohra.

Elektron w atomie może przebywać tylko w określonych stanach, o określonej
energii, zwanych stacjonarnymi

Elektron w stanie stacjonarnym nie promieniuje (nie traci energii).

•



= E1 + E2 =



– wartość emitowanej energii podczas przejścia do stanu o

wyższej energii

Dozwolone stany dla ruchu elektronu odpowiadają tylko pewnym

dozwolonym wartościom (kwantom) orbitalnego momentowi pędu

będącego wielokrotnością liczby h/2



: mvr =n(h/2



)

W każdym z tych stanów elektron porusza się wokół jądra po

orbicie kołowej.

Tylko takie orbity są dozwolone, dla których iloczyn długości orbity

i pędu elektronu jest równy całkowitej wielokrotności stałej
Plancka.

2 rmv=nh ; n=1,2,3.......

2009-11-24

• Dwa pierwsze postulaty są poprawne i

zachowane w teorii kwantowej.

• Trzeci jest słuszny częściowo – moment

pędu elektronu jest wielkością stałą.

• Czwarty jest całkowicie niesłuszny –

elektron porusza się po orbicie kulistej.

• Bohr nie wyjaśnił dlaczego moment

pędu jest kwantowany – założenie to
dawało zgodność między
przewidywaniami a obserwacją.

• Dopiero w 1924 de Broglie podał wyjaśnienie –

każda poruszająca się cząstka ma falową naturę
(jak światło)

•



= h/mv

– długość faly jest b. mała w

porównaniu z wymiarami cząstki

• Dualizm korposkularny – cząstka posiada

masę i długość fali

• Zasada nieoznaczoności Heisenberga –

niemożliwość jednoczesnego, dokładnego
pomiaru położenia i pędu cząstki.

• Wyprowadził on wzór łączący masę cząstki

(m), prędkość (v) oraz energie kinetyczną (E):

E = mv2 / 2

2009-11-24

• Mimo pozornej poprawności modelu zrezygnowano z

niego, ponieważ zgodnie z elektrodynamiką klasyczną

poruszający się po okręgu (lub elipsie), a więc

przyspieszany, elektron powinien, w sposób ciągły,

wypromieniowywać energię i w efekcie "spadłby" na

jądro już po czasie rzędu 10-6 sekundy.

• Fakt, że tak się nie dzieje, nie dawał się wytłumaczyć

na gruncie fizyki klasycznej.

• Model Bohra został ostatecznie odrzucony również ze

względu na to, że:

nie dawało go się zaadaptować do atomów

posiadających więcej niż dwa elektrony

nie można było za jego pomocą stworzyć

przekonującej, zgodnej ze znanymi faktami

eksperymentalnymi teorii powstawania wiązań
chemicznych

Orbitalny model atomu helu i model

budowy atomu Bohra

2009-11-24

Model falowy

Teoria ta korzysta z praw mechaniki kwantowej.
Nie ma tu elektronu, jako korpuskuły, bo nie można go

dostrzec w określonym punkcie, a jedynie mówić o

prawdopodobieństwie jego występowania w

określonej przestrzeni.

Złożone wyrażenia matematyczne ustalają rozkład

gęstości elektronowej.

Stany energetyczne w atomie są określone, podobnie

jak w modelu Bohra, przez liczby kwantowe.

Teoria falowa w precyzyjniejszy niż wcześniej sposób,

opisuje zachowanie się atomów wieloelektronowych.

Pomimo wielu niedokładności w modelu Bohra,

czasem okazuje się on być przydatny przy

wyjaśnianiu prostych założeń chemicznych.

• W centralnej części atomu znajduje się dodatnio

naładowane jądro, w którym znajdują się protony i
neutrony.

• Za zwartą strukturę jądra atomowego odpowiadają siły

jądrowe.

• Natura tych sił nie została do dzisiaj poznana.
• Wokół jądra, w bardzo znacznej od niego odleglości

(biorąc pod uwagę rozmiar samego jądra), bezustannie i

z ogromną prędkością krążą po eliptycznych torach
elektrony.

• Między jądrem a elektronami istnieje wolna przestrzeń.
• Tę pozornie pustą przestrzeń wypełnia chmura

elektronowa i ich pole elektromagnetyczne.

• Elektrony krążą z ogromną prędkością i wykonują około

6 mld okrążeń na mikrosekundę.

• Bardzo trudno jest jednoznacznie powiedzieć w którym

konkretnie miejscu, znajduje się elektron w danej chwili.

• Elektron znajduje się wszędzie dokoła jadra i tworzy coś

w rodzaju chmury. Elektrony krążące w tej samej

odległości od jądra tworzą tzw. powłokę elektronową.

2009-11-24

Kwarki

• Fizycy odkryli, że protony i neutrony są zbudowane z jeszcze

mniejszych cząstek, zwanych kwarkami.

• Według naszej dotychczasowej wiedzy kwarki są jak punkty w

geometrii. Nie są one zbudowane z niczego innego.

W chwili obecnej, po wielu doświadczeniach sprawdzających tę

teorię, naukowcy podejrzewają, że kwarki i elektron są elementarne.

•

Istnieje sześć rodzajów kwarków. Trzy z nich mają ładunek +2/3e, a

pozostałe ładunek -1/3e. Nazwy kwarków pochodzą od pierwszej
litery angielskich nazw

• Proton składa się z 3 kwarków: 2 kwarków u i jednego d, a neutron

także z 3 kwarków, tyle że 2 kwarków d i jednego u.

Dzięki ułamkowym wartościom ładunku kwarków, cząstki

elementarne z nich zbudowane mają ładunek całkowity.

Kwarki

kwarki i elektrony są mniejsze niż 10 do potęgi -18 metra, jest wiec możliwe ze
nie maja one w ogóle żadnego rozmiaru. Jest tez możliwe, ze kwarki i
elektrony nie są cząstkami elementarnymi, ale zbudowane są z jeszcze
mniejszych cząsteczek.

atomy są zbudowane z protonowa, neutronowa i elektronowa.
Protony i neutrony są zbudowane z kwarków, które być może są
zbudowane z jeszcze bardziej podstawowych cząstek...

2009-11-24

Trwałość jądra

• Trwałość jądra jest utrzymywana dzięki siłom

jądrowym. Mają one bardzo niewielki zasięg

działania z powodu bardzo małego promienia

jądra atomowego, którego średnica jest równa
ok. 10(-15)

– 10(-14) m.

• Za trwałość jądra odpowiadają siły jądrowe

działające pomiędzy nukleonami, charakteryzują

się bardzo małym zasięgiem (rzędu 10-13 cm)

oraz brakiem związku z ładunkiem. Neutrony

oraz protony mogą wymieniać ładunek między

sobą na wskutek zderzeń. Energia związana z

oddziaływaniami między składnikami jądra

została określona jako energia wiązania jądra.

• Neutrony oraz protony mogą wymieniać ładunek

między sobą na wskutek zderzeń. Energia
związana z oddziaływaniami między składnikami
jądra została określona jako energia wiązania
jądra.

• Energię wylicza się z równania Einsteina:

E = mc2

• Jej wartość wskazuje na to jaka energia musi

być dostarczona, by rozbić jądro albo jaka ilość
jest wydzielona podczas jego tworzenia. Wzrost
energii wiązania oraz defektu masy czyni jądro
bardziej trwałe stabilne.

2009-11-24

Jądra trwałe to takie, które:
• Posiadają równe ilości protonów i

neutronów

• Posiadają parzyste ilości protonów oraz

neutronów

• Stosunek protonów do neutronów wynosi

2 : 3

W pozostałych przypadkach następuje

samorzutny rozpad.

Suma protonów oraz neutronów w zasadzie

jest równa masie jądra w jednostkach mas
atomowych u.