CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski 1.

Prezentacja na temat: "CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski 1."— Zapis prezentacji:

1 CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski 1

2 mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz
WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, pok.44, tel Lokalizacja: 2

3 KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI
ul. Reymonta 23, sala 54 Ip 3

4 WYKŁAD: Dr Wojciech Solarski,
Podręcznik: Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski. Podręcznik internetowy: J.Banaś, W.Solarski. E-Chemia dla inżynierów 4

5 Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.pl Zakładka:
Materiały do ćwiczeń: Internet: Zakładka: Dydaktyka/Wydział IMiR/St.zaoczne/Chemia Ogólna Obliczenia chemiczne Typy reakcji chemicznych Klasyfikacja związków chemicznych Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń) Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s.54. 5

6 pr. zb. pod red. J.Banasia, W.Solarskiego.
Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banasia, W.Solarskiego. 6

7 Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMiR.
Podstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne, nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). ChdI czI. Budowa atomu. Elektronowa struktura atomu. Model atomu Bohra. Kwantowo - mechamiczny model atomu. Orbital - graficzne rozwiazania równania Schrödingera. Liczby kwantowe. Zapis elektronowej struktury atomu (dla atomów do n=20). ChdI czI. Układ okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. ChdI czI. 7

8 Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne)
Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). ChdI czI. Klasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych (kreskowe i elektronowe). ChdI cz.IV. Stany skupienia materii. Gaz doskonały (równanie stanu gazu, równanie Clapeyrona). Gaz rzeczywisty (równanie van der Waalsa). Skraplanie gazu. Ciecze. Parowanie cieczy. Prężność pary nasyconej. Napięcie powierzchniowe cieczy. Ciała stałe. Rodzaje struktur krystalicznych. ChdI czII. 8

9 Przemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy.
Roztwory. Stężenia roztworów. ChdI cz.IV,cz.V Obliczenia chemiczne. Stechiometria. Termochemia. Reakcje redox. ChdI cz.IV. Chemia organiczna. Struktura związków organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy. ChdI cz.IX. 9

10 Naturalne i sztuczne tworzywa wielkocząsteczkowe
Naturalne i sztuczne tworzywa wielkocząsteczkowe. Polimeryzacja addycyjna. Polimeryzacja kondensacyjna. Charakterystyka polimerów addycyjnych (PE, PP, PCV, PS, PTFE). Charakterystyka polimerów kondensacyjnych (fenoplasy, aminoplasy. poliamidy, poliestry, silikony). ChdI cz.IX. Elektrochemia. Definicja potencjału standardowego. Szereg napięciowy metali. Ogniwa. Akumulatory. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Mechanizm powstawania rdzy. Metody ochrony przed korozją. ChdI cz.VI i VII. Chemia dla inżynierów, cz. I, II, IV, V, VI, VII, IX 10

11 Chemia w technice 11 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 11

12 Zastosowanie plastików i kompozytów
12 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 12

13 KOROZJA – NISZCZENIE MATERIAŁÓW
13 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 13

14 Korozja metali Ochrona przed korozją 14

15 Zanieczyszczenie środowiska
Tworzywa metaliczne Energochłonność Zanieczyszczenie środowiska 15

16 Czyste powietrze 16 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 16

17 Zanieczyszczenia powietrza
17 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 17

18 Zanieczyszczenia powietrza CO2
18 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 18

19 BUDOWA MATERII 19

20 20

21 Podstawy chemii Chemia - nauka zajmującą się budową materii, jej właściwościami oraz przemianami, jakim ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe. Materia zbudowana jest z atomów. Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie. Rozmiary atomów zależą od rodzaju pierwiastka, im bardziej złożona budowa atomu tym większy jego promień. Pierwiastek – zbiór atomów charakteryzujących się jednakową liczbą atomową (ta sam liczba protonów w jądrze) Związek chemiczny – zbiór cząsteczek składających się z atomów różnych pierwiastków 21

22 Podstawy chemii Związek chemiczny – rodzaj materii złożonej składającej się z cząsteczek heteroatomowych, która może ulec rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze Mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości substancji, zmieszanych w dowolnym stosunku 22

23 Budowa atomu Badania struktury jąder atomowych pozwoliły odkryć około 200 cząstek elementarnych, wśród nich protony, neutrony, elektrony. Istnieją bardziej podstawowe cegiełki materii, zwane kwarkami, które budują cząstki uważane do niedawna za elementarne. 23

24 (Wielki Zderzacz Hadronów Nukleonów)
Budowa atomu Large Hadron Collider (Wielki Zderzacz Hadronów Nukleonów) 24

25 Budowa atomu 25

26 Budowa atomu Nu kle ony proton 1,6726* 10-24 1,00728 +1,602* 10-19 p
Cząstka Masa, g Masa, u Ładunek, C Symbol Trwałość poza jądrem proton 1,6726* 10-24 1,00728 +1,602* 10-19 p duża neutron 1,6749* 10-24 1,00867 n mała elektron 0,91096 *10-27 1/1836 -1,602* e Nu kle ony 26

27 Budowa atomu proton Ok.1 +1 p neutron n elektron 1/1836 -1 e Cząstka
Masa, u Ładunek, elementarny Symbol proton Ok.1 +1 p neutron n elektron 1/1836 -1 e 27

28 Opis atomu pierwiastka
liczbę masową symbol pierwiastka liczba atomowa Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę masową A. Symbole pierwiastków wywodzą się na ogół z nazw greckich lub łacińskich np.: hel helium He, azot nitrogenium N, tlen oxygenium O, sód – natrium Na, żelazo – ferrum Fe. Niektóre wykryte w ostatnich latach noszą nazwy wywodzące się od nazwisk uznanych uczonych np. pierwiastek 99 nosi nazwę einsteinium Es, a 107 bohrium Bh. 28

29 29

30 Na rysunku pominięto neutrony
Budowa atomu 1 proton 1 elektron 8 protonów 8 neutronów 8 elektronów 3 protony 3 neutrony 3 elektrony Na rysunku pominięto neutrony 30

31 Budowa atomu 31

32 TE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE
17 protonów, 14 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 15 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 18 neutronów, 17 elektronów IZOTOPY CHLORU- TE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE 17 protonów, 20 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 22 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 24 neutronów, 17 elektronów 32

33 IZOTOPY CHLORU MASA ATOMOWA
SPOSÓB PRZYBLIŻONY NIE UWZGLĘDNIAJĄCY DEFEKTU MASY WYNIKAJĄCEGO Z DZIAŁANIE SIŁ JĄDROWYCH WEWNĄTRZ JĄDRA 33

34 DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE?
Elektronowa struktura atomów DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE? 34

35 Elektronowa struktura atomów
ELEKTRON KRĄŻY WOKÓŁ JĄDRA PO ORBITACH DOZWOLONYCH RUCH ELEKTRONU NA ORBICIE BEZ UTRATY ENERGII Teoria N.Bohra: Moment pędu jest kwantowany mvr = nh/2 siła elektrostatycznego przyciągania = siła odśrodkowa 35

36 Elektronowa struktura atomów
N.Bohr wyliczył: Energię elektronu Promień orbity Z równania E = h* Częstotliwość promieniowania 36

37 Mechanika kwantowa Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej opisującym ruch cząstek w przestrzeni jest równanie Schrödingera:  - funkcja falowa m – masa h – stała Plancka E – energia V – energia potencjalna 37

38 Rozwiązania r. Schrödingera
Orbitale s 38

39 Rozwiązania r. Schrödingera
Orbital s 39

40 Rozwiązania r. Schrödingera
Orbitale p 40

41 Rozwiązania r. Schrödingera
Orbitale d 41

42 Liczba spinowa Spin elektronów 42

43 Orbital 1s Orbital 2p Orbital 2p Orbital 2s Orbital 3s Orbital 3p 43
dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 43

44 Rozwiązania r. Schrödingera
Rozwiązaniem równania Schrödingera są pewne funkcje własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n, l, m. Liczba n jest nazywana główna liczba kwantową może przyjmować wartości kolejnych liczb naturalnych (całkowitych, dodatnich): 1, 2, Poboczna liczba kwantowa l może przybierać wartości 0, 1, 2... (n - 1). Liczba m nazywana jest magnetyczną liczba kwantową. Liczba m osiąga wartości z przedziału <-l,+l>. Zestaw tych trzech liczb kwantowych nosi nazwę orbitalu. Poszczególne orbitale określa się skrótami, które zawierają głowną liczbę kwantową oraz poboczną liczbę kwantową w postaci litery. Przyjęto nazywać wartość l = 0 literą s, l =1 literą p, l = 2 literą d oraz l = 3 literą f. 44

45 Liczby kwantowe Stan energetyczny elektronu określają cztery liczby kwantowe:        główna liczba kwantowa n, (n = 1,2,3,4....)        poboczna liczba kwantowa l, (l = n-1)        magnetyczna liczba kwantowa m, (m = <-l, +l>        magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms (ms = +1/2, -1/2 gdy poboczna liczba kwantowa: l = 0 oznaczamy ją literą s, l = 1 oznaczamy ją literą p, l = 2 oznaczamy ją literą d, l = 3 oznaczamy ją literą f. 45

46 Konfiguracja elektronowa
46

47 47

48 48

49 Elektrony walencyjne 49

50 Konfiguracja elektronowa pierwiastków
Dublet i oktet elektronowy Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. hel 1s2 neon [He] 2s2p6 argon [Ne] 3s2p6 krypton [Ar] 3d10 4s2p6 ksenon [Kr] 4d10 5s2p6 radon [Xe] 4f14 5d10 6s2p6 50

51 Wiązania chemiczne KOWALENCYJNE (ATOMOWE) JONOWE (HETEROPOLARNE)
KOORDYNACYJNE METALICZNE 51

52 Elektroujemność jest to zatem pewna tendencja atomu pierwiastka do przyciągania elektronów walencyjnych innych atomów. Na wielkość elektroujemności główny wpływ mają dwa czynniki: odległość powłoki walencyjnej od jądra atomowego zdolność atomu do stworzenia powłoki zawierającej osiem elektronów. Wyższą elektroujemnością będą charakteryzować się pierwiastki początkowych okresów (mały promień atomowy, silniejsze przyciąganie przez dodatnie jądro) i końcowych grup (duża ilość elektronów walencyjnych ułatwia osiągnięcie oktetu). 52

53 WIĄZANIE KOWALENCYJNE
DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI <0-0,4> 53

54 WIĄZANIE KOWALENCYJNE
DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ZBLIŻONEJ ELEKTROUJEMNOŚCI 54

55 WIĄZANIE KOWALENCYJNE
55

56 WIĄZANIE KOWALENCYJNE
56

57 WIĄZANIE KOWALENCYJNE - SPOLARYZOWANE
DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ROŻNICY ELEKTROUJEMNOŚCI <0,4-1,7> 57

58 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
58

59 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
59

60 Kryształ molekularny lodu
60

61 WIĄZANIE JONOWE 11Na 1s2 2s2p6 3s1 11Na+ 1s2 2s2p6 Przykład: NaCl
Sód chętnie reaguje z chlorem. Konfigurację elektronową atomu Na można zapisać: 11Na 1s2 2s2p6 3s1 W czasie reakcji tworzy się jon sodu o konfiguracji elektronowej: 11Na+ 1s2 2s2p6 61

62 Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)
WIĄZANIE JONOWE Sód chętnie reaguje z chlorem: Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s) 62

63 WIĄZANIE JONOWE Atom chloru o konfiguracji: 17Cl 1s2 2s2p6 3s2p5 przyjmuje elektron i tworzy anion Cl- 17Cl- 1s2 2s2p6 3s2p6 NaCl 63

64 WIĄZANIE JONOWE 64

65 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)
powstaje, gdy wiążąca para elektronów pochodzi wyłącznie od jednego pierwiastka. Jest on donorem pary elektronowej, a drugi z pierwiastków staje się akceptorem. 65

66 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)
66

67 WIĄZANIE METALICZNE Wiązanie to występuje w metalach. Elektrony walencyjne atomów metalu mogą swobodnie poruszać się między dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowiąc tzw. zdelokalizowany gaz elektronowy. Uporządkowany ruch elektronów to przepływ prądu elektrycznego. 67

68 WIĄZANIE METALICZNE 68