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.

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.

- 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

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.

• 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).

• 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

• 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

at

jest to masa atomu wyrażona

w jednostkach masy atomowej u

• Masa czasteczkowa m

cz

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

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

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

92

• 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

p

+ ym

n

– 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.

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,

An – 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].

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.

N

A

= 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

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.

N

A

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

przykład

Dla :
• masy atomowe wodoru i tlenu, to

odpowiednio,

1 j. m. at. i 16 j. m. at.;

• masy cząsteczkowe

wodoru H

2

-

2 j. m. at,

tlenu O

2

- 32 j

wody H

2

O - 18 j. m. at.

•Równanie reakcji z przykładu zinterpretujemy zatem:

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.

• 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.

1. Elektron w atomie może przebywać tylko w określonych stanach, o

określonej energii, zwanych stacjonarnymi

2.

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

  = E1 + E2 = h – wartość emitowanej energii podczas przejścia do

stanu o wyższej energii

.

3.

Dozwolone stany dla ruchu elektronu odpowiadają tylko pewnym

dozwolonym wartościom (kwantom) orbitalnego momentowi

pędu będącego wielokrotnością liczby h/2 : mvr =n(h/2)

4.

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.......

• 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

• 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

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.

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...

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.

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.