Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

1 Sprawy organizacyjne Politechnika Wrocławska Wydział Chemiczny WYKŁAD: CHEMIA NIEORGANICZNA CHC13005w wtorek godz. 9.15 – 11.00, sala 220 A-3 Wykładowca:

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "1 Sprawy organizacyjne Politechnika Wrocławska Wydział Chemiczny WYKŁAD: CHEMIA NIEORGANICZNA CHC13005w wtorek godz. 9.15 – 11.00, sala 220 A-3 Wykładowca:"— Zapis prezentacji:

1 1 Sprawy organizacyjne Politechnika Wrocławska Wydział Chemiczny WYKŁAD: CHEMIA NIEORGANICZNA CHC13005w wtorek godz – 11.00, sala 220 A-3 Wykładowca: Dr hab. Leszek RYCERZ Zakład Metalurgii Chemicznej Budynek A-3, pokój Konsultacje: PN: 11-13, WT 11-13, p.113 (A-3)

2 2 Sprawy organizacyjne Podręczniki 1) Literatura podstawowa A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa, ) Literatura uzupełniająca P. Mastalerz, Elementarna chemia nieorganiczna, Wyd. Chemiczne, Wrocław, P. A. Cox, Chemia nieorganiczna – krótkie wykłady, Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna - podstawy, Wyd. Naukowe PWN, Warszawa, J. E. Brady, General Chemistry, Principles and Structure, John Wiley & Sons, New York, 1990.

3 3 Materiały internetowe /Notes_Chapter_08.pdf er_point/Ch24.ppt /Lecture%207%20Mat.Prod.pdf =firefox- a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=uk lad+okresowy+pierwiastkow%2BPower+Point &start=20&sa=N 0Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic%20T rends.pdf

4 4 Wykorzystane materiały –S. Thomas, M. Zalbowitz, Fuel Cells-Green Power, Los Alamos National Laboratory, Vailant GmbH

5 5 Pierwiastki  88 występuje w przyrodzie w łatwo wykrywalnych ilościach  kilka otrzymano za pomocą reakcji jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości  zaś ostatnie otrzymano w najmniejszej nie dającej się oznaczyć ilości współcześnie znanych jest 118 pierwiastków

6 6 Wszystkie pierwiastki pogrupowane są w tablicy nazywanej Układem okresowym pierwiastków. Już na początku XIX wieku podejmowano próby ułożenia w logiczny sposób tablicy pierwiastków. Próby takie podejmowali: Dobereiner, Newlands i Meyer.

7 7 W 1870 Mendelejew opracował prawo okresowości, którego wyrazem jest układ okresowy.

8 8 Można zatem ułożyć tablicę pierwiastków, kierując się następującymi zasadami: ustawia się pierwiastki w ciąg rosnących liczb atomowych ciąg ten „zawija” się tak, aby pierwiastki o podobnych konfiguracjach elektronowych powłoki walencyjnej znalazły się w tych samych kolumnach Uzyskuje się układ okresowy :

9 9 O własnościach pierwiastka decyduje ilość elektronów w atomie a szczególnie ilość elektronów na powłokach zewnętrznych i ich kształt. Współczesna teoria budowy atomu wyjaśniła PRAWO OKRESOWOŚCI UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW jest pochodną konfiguracji elektronowej atomów

10 10 Elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych to elektrony najwyższego poziomu energetycznego mogą to być elektrony umieszczone w różnych powłokach, jak i podpowłokach w znacznej mierze określają one właściwości chemiczne pierwiastków

11 11 Konfiguracje elektronowe POWŁOK WALENCYJNYCH atomów powtarzają się co 2, 8, 18 lub 32 pierwiastki

12 12

13 13 2 pierwsze kolumny układu Układ okresowy składa się z 18 kolumn blok s

14 14 10 kolumn układu od 3 do 12 blok d 104 Db 105 Jl 106 Rf 107Bh107Bh 108 Hn 109 Mt

15 15 blok f

16 16 Rozmiary atomów wielkosc atomu lub jonu okresla promien najbardziej zewnetrznej powłoki elektronowej Promień atomowy połowa odległości między środkami sąsiednich atomów mierzony w pm (pikometry 1pm = m)

17 17 Rozmiary atomów i jonów Promień atomowy - połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości pomiędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym Promień atomowy - połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości pomiędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych - połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych - połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym Promień jonowy - wielkość związana z odległością pomiędzy środkami sąsiadujących jonów Promień jonowy - wielkość związana z odległością pomiędzy środkami sąsiadujących jonów

18 18 Zmiana promienia atomowego

19 19 Ekranowanie Energia elektronu jest funkcją Z 2 /n 2. Ładunek jądra (Z) wzrasta szybciej niż główna liczba kwantowa (n). Dlatego też ciągły wzrost energii jonizacji EI następuje ze wzrostem liczby atomowej. Ale: EI dla H wynosi 1312 KJ mol -1 a dla Li tylko 520 KJ mol -1 Dlaczego? Przyczyny: Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż elektronów 1s. Elektrony 2s są też odpychane przez elektrony 1s 2, dlatego też mogą być łatwiej usunięte – ekranowanie jądra przez wewnętrzne elektrony. Elektrony walencyjne „widzą” tylko część ładunku jądra Efektywny Ładunek Jądra Z* = Z – σ ( σ= Stała ekranowania)

20 20 Jak wyznaczyć Z*? Dla elektronów orbitali s lub p 1. Electrony powłoki wyższej niż ta na której znajduje się rozpatrywany elektron e, niewnosza wkładu do σ 2. Każdy elektron tej samej powłoki głównej wnosi 0.35 do σ 3. Każdy elektron powłoki (n-1) wnosi 0.85 do σ 4. Każdy eelektron głębszej powłoki wnosi 1.00 do σ Przykład: Obliczyć Z* dla elektronu 2p fluoru (Z = 9) 1s 2 2s 2 2p 5 Stała ekranowania dla elektronu (2p): 6 (sześć) (dwa elektrony 2s i cztery 2p) = 6 X 0.35 = (dwa) elektrony 1s = 2 X 0.85 = 1.70 σ= = 3.80 Z* = = 5.20

21 21 Jak wyznaczyć Z*? Dla elektronu na orbitalu d lub f 1. Wszystkie elektrony na wyższych powłokach wnoszą wkład 0 2. Każdy elektron tej samej powłoki wnosi wkład Każdy elektron powłoki (n-1) i niższych wnosi wkład 1.00

22 22 Efektywny Ładunek Jądra Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół grupy …..ale wzrasta wyraźnie w okresie Jednakowa konfiguracja elektronów walencyjnych Jednakowa konfiguracja elektronów walencyjnych

23 23

24 24 Promień atomowy W okresie przesuwając się z lewa na prawo 1. n pozostaje stałe. 2. Z wzrasta (o jeden) 3. Z* wzrasta (o 0.65 ) Elektrony są przyciągane silniej z powodu wzrastającego Z* Promień atomowy maleje ze wzrostem liczby atomowej W grupie (przesuwając się ku dołowi) 1. n wzrasta 2. Z wzrasta 3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie pozostaje stała Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy przesuwaniu się w dół grupy W okresie przesuwając się z lewa na prawo 1. n pozostaje stałe. 2. Z wzrasta (o jeden) 3. Z* wzrasta (o 0.65 ) Elektrony są przyciągane silniej z powodu wzrastającego Z* Promień atomowy maleje ze wzrostem liczby atomowej W grupie (przesuwając się ku dołowi) 1. n wzrasta 2. Z wzrasta 3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie pozostaje stała Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy przesuwaniu się w dół grupy

25 25 Promień atomowy

26 26 Rozmiary jonów okresowym zmianom ulegają również jony pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest większa od objętości atomów, dodatnich zaś znacznie mniejsza

27 27 Promienie jonowe

28 28 Energia jonizacji (EI) minimalna energia potrzebna do usunięcia elektronu z atomu w fazie gazowej Z ależy od : (a) rozmiaru atomu - EI maleje ze wzrostem promienia atomowego (b) ładunku jądra - EI wzrasta ze wzrostem ładunku jądra (c) rodzaju elektronu - efekt ekranowania I pot. Jonizacyjny - H 1312 KJ mol -1, Li 520 KJ mol -1 Przyczyny 1. Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż elektronów 1s 2. Efekt ekranowania przez elektromy 1s

29 29 Energia jonizacji (EI) Przesuwając się w dół grupy 1. ładunek jądra wzrasta 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt ekranowania) 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta, wzrasta promień atomowy. 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych powłokach, ekranujących elektrony walencyjne EI wzrasta w dół grup Przesuwając się od lewa do prawa w okresie 1. Promień atomowy maleje 2. Ładunek jądra i efektywny ładunek jądra wzrastają EI wzrasta od lewej do prawej strony okresu

30 30 Energia jonizacji (EI)

31 31 Powinowactwo elektronowe E p Energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu Z definicji, E p ( E.A) jest dodatnie gdy energia jest wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej) Z definicji, E p ( E.A) jest dodatnie gdy energia jest wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

32 32 Powinowactwo elektronowe Powinowactwo elektronowe pierwiastka X = Energii jonizacji anionu X - Z lewa na prawo w okresie, promień atomowy maleje, więc siła przyciągania elektronów przez jądro wzrasta. W konsekwencji atom wykazuje większą tendencję do przyciągania dodatkowego elektronu, czyli ma większe powinowactwo elektronowe. wartości Ep metali sa małe, niemetali duże. Fluorowce posiadają duże powinowactwo elektronowe. Wynika to z ich tendencji do uzyskania konfiguracji ns2np6. Przesuwając się w dół grupy, promień atomowy wzrasta i siła przyciągania elektronu maleje. Powinowactwo elektronowe maleje.

33 33 największe wartości powinowactwa elektronowego posiadają pierwiastki prawej górnej części układu okresowego (chlorowce F, Cl )

34 34 Elektroujemność Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów Przesuwając się w dół grupy, -Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe - liczba powłok elektronowych(n) wzrasta - promień atomowy wzrasta - siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i jądrem maleje Elektroujemność maleje Przesuwając się z lewa na prawo w okresie - Z i Z* rośnie - liczba powłok elektronowych pozostaje stała - promień atomowy maleje - siła przyciągania dodatkowego elektronu przez jądro wzrasta Elektroujemność wzrasta

35 35 Elektroujemność pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie nazywamy elektrododatnimi

36 36 w kolejnych pierwiastkach grupy charakter elektroujemny pierwiastków maleje w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta charakter elektroujemny pierwiastków

37 37 Elektroujemność

38 38 znane są trzy skale elektroujemności: Mullikena, Paulinga, Allreda i Rochowa (w zależności od sposobu wyznaczania) Pauling ułożył skalę elektroujemności pierwiastków zawierającą się w granicach od 0,7 (cez) do 4,0 (fluor) skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy wiązania

39 39 Skala elektroujemności Paulinga

40 40 Elektroujemność Pierwiastki różniące się znacznie elektroujemnością wytwarzają pomiędzy sobą wiązania o dominującym charakterze jonowym. Charakter ten najbardziej zaznacza się w połączeniach fluoru, chloru i tlenu z fransem, cezem, rubidem, radem i barem Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i kowalencyjnego pojawia się przy różnicy elektroujemności ok. 1.7 W miarę jak różnica elektroujemności maleje, wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań kowalencyjnych lub wiązań metalicznych Wiązania kowalencyjne powstają gdy elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość Poniżej tej wartości powstają wiązania metaliczne.

41 41

42 42 Przesuwając się z lewa na prawo, energia jonizacji wzrasta i wzrasta powinowactwo elektronowe. Dlatego też charakter metaliczny maleje gdy przesuwamy się z lewa na prawo w danym okresie. Przesuwając się w dół grupy, energia jonizacji maleje, a charakter metaliczny wzrasta Przesuwając się z lewa na prawo, energia jonizacji wzrasta i wzrasta powinowactwo elektronowe. Dlatego też charakter metaliczny maleje gdy przesuwamy się z lewa na prawo w danym okresie. Przesuwając się w dół grupy, energia jonizacji maleje, a charakter metaliczny wzrasta

43 43 Zmiana charakteru metalicznego grup głównych

44 44 Metale, metaloidy, niemetale metaloidy [gr.], chem. używana dawniej nazwa pierwiastków, które w reakcjach chem. — w zależności od warunków — mogą wykazywać cechy metali (oddawać elektrony) lub niemetali (pobierać je), jak german, antymon.

45 45 Właściwości metali i niemetali

46 46 Okresowość własności chemicznych Okresowość własności pierwiastków znajduje swoje odbicie we własnościach związków chemicznych Wiązanie jonowe Na + Cl = [Na] + [ Cl] - Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą elektroujemność; oddaje elektrony Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność; przyjmuje elektrony Li + H = [Li] + [ H] - Li niska EI, niskie Ep, niższa elektroujemność; oddaje elektrony H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa elektroujemność; przyjmuje elektrony Wiązanie jonowe Na + Cl = [Na] + [ Cl] - Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą elektroujemność; oddaje elektrony Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność; przyjmuje elektrony Li + H = [Li] + [ H] - Li niska EI, niskie Ep, niższa elektroujemność; oddaje elektrony H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa elektroujemność; przyjmuje elektrony

47 47 Położenie wodoru w układzie okresowym i jego ogólne właściwości 1. Struktura elektronowa atomu wodoru: 1s 1 Stopnie utlenienia wodoru: +1 i –1: *Podobieństwo do litowców + 1 stopień utlenienia (H + ), np. H, H 2 O, H 2 SO 4 *Podobieństwo do fluorowców - 1 stopień utlenienia (H - )  wodorki metali (np. LiH), - nietrwały w obecności wody: H - + H 2 O = H 2 + OH - - elektroujemność (wg. P): H2,1 Litowce1 - 0,7 Fluorowce 4 - 2,2

48 48 Wodorki - X m H n Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i kowalencyjnego pojawia się przy różnicy elektroujemności ok. 1.7 W miarę jak różnica elektroujemności maleje, wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań kowalencyjnych lub wiązań metalicznych Wiązania kowalencyjne powstają gdy elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość Poniżej tej wartości powstają wiązania metaliczne. Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i kowalencyjnego pojawia się przy różnicy elektroujemności ok. 1.7 W miarę jak różnica elektroujemności maleje, wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań kowalencyjnych lub wiązań metalicznych Wiązania kowalencyjne powstają gdy elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość Poniżej tej wartości powstają wiązania metaliczne.

49 49 Wodorki W wodorkach stopień utlenienia wodoru wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w niektórych wodorkach metali przejściowych nie jest dobrze zdefiniowany. Trzy typy wodorków: - wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia wodoru -1) -wodorki kowalencyjne (związki wodoru z niemetalami) - wodorki metaliczne (związki wodoru z metalami przejściowymi) W wodorkach stopień utlenienia wodoru wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w niektórych wodorkach metali przejściowych nie jest dobrze zdefiniowany. Trzy typy wodorków: - wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia wodoru -1) -wodorki kowalencyjne (związki wodoru z niemetalami) - wodorki metaliczne (związki wodoru z metalami przejściowymi)

50 50 Wodorki jonowe Wodorki grupy 1A i 2A. -stopione przewodzą prąd elektryczny - w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec) wydziela się na katodzie a wodór na anodzie - jon wodorowy H - ma własności zasadowe (H - + H 2 O = H 2 + OH - wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH i CaH 2 są przenośnymi źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl 3 dając LiAlCl 4 będący użytecznym reduktorem w chemii organicznej. Wodorki grupy 1A i 2A. -stopione przewodzą prąd elektryczny - w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec) wydziela się na katodzie a wodór na anodzie - jon wodorowy H - ma własności zasadowe (H - + H 2 O = H 2 + OH - wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH i CaH 2 są przenośnymi źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl 3 dając LiAlCl 4 będący użytecznym reduktorem w chemii organicznej.

51 51 Wodorki metaliczne Wodorki metaliczne długo uważano za związki o strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi pozycje międzywęzłowe. Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania gazowego wodoru i sproszkowanego metalu. Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne, zmienny skład. Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH 1.7, TiH 2, PdH 0.65, LaH 1.68, UH 3 Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie wodoru Wodorki metaliczne długo uważano za związki o strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi pozycje międzywęzłowe. Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania gazowego wodoru i sproszkowanego metalu. Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne, zmienny skład. Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH 1.7, TiH 2, PdH 0.65, LaH 1.68, UH 3 Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie wodoru

52 52 Odnawialne źródła energii energia słoneczna energia wiatru, wody energia geotermiczna biomasa

53 53 Wykorzystanie bezpośrednie (energia elektryczna, ciepło) Magazynowanie energii (wodór) Zbiorniki ciśnieniowe, ciekły wodór, wodorotlenki metali, nanowłókna węglowe Wykorzystanie bezpośrednie (silniki spalinowe, cieplne) Produkcja energii elektrycznej (ogniwa paliwowe) Energia ze źródeł odnawialnych

54 54 Sposoby magazynowania wodoru zbiorniki ciśnieniowe ciekły wodór nanowłókna węglowe wodorki metali

55 55 Zasada działania ogniwa energia elektryczna woda CO 2 ? tlen z powietrza paliwo H 2, CH 3 OH OGNIWO PALIWOWE

56 56 Rodzaje ogniw paliwowych

57 57 Ogniwo paliwowe PEM nadmiarowe paliwo woda i ciepło paliwo powietrze H2H2 O2O2 H2OH2O H+H+ H+H+ H+H+ H+H+ e ee anoda elektrolit katoda 2H 2 = 4H + + 4e4H + + O 2 +4e = 2H 2 O

58 58 Membrana polimerowa z porowatymi elektrodami ścieżka przewodzenia jonów wodorowych ścieżka przewodzenia elektronów ścieżka dostępu gazu do powierzchni katalizatora platyna węgiel membrana polimerowa

59 59 Przekrój zespołu elektroda - membrana warstwa zewnętrzna zespół membrana - elektrody ścieżki dostępu gazu do elektrody elektrody membrana polimerowa

60 60 Pojedyncze ogniwo paliwowe PEM kolektor prądu anodowego kolektor prądu katodowego wlot wodoru powietrze i woda wlot powietrza zewnętrzna warstwa anodowa zewnętrzna warstwa katodowa wylot wodoru ZEM ZEM = zespół elektrody - membrana ee

61 61 Ogniwo paliwowe z polimerową membraną protonowymienną silniki elektryczne w pojazdach badania kosmiczne mobilne generatory elektryczności elektrociepłownie niska temperatura pracy ( °C) wysoka sprawność (80%) brak emisji zanieczyszczeń łatwość łączenia w baterie o mocy od kilku watów do kilkunastu megawatów ZALETYZALETY ZASTOSOWANIAZASTOSOWANIA WADY: WADY: - wysoka cena - wysoka czystość wodoru

62 62 Schemat samochodu z wodorowym ogniwem paliwowym wodór zbiornik wodoru energia chemiczna energia mechaniczna energia elektryczna powietrze z turbokompresora ogniwo paliwowe turbokompresor konwerter trakcyjny silnik elektryczny z przekładnią

63 63 Przykłady zastosowań ogniw paliwowych P-2000 Ford (PEM FC) zerowa emisja Opel Zafira (DM FC) zerowa emisja SO 2, N x O y, 50% CO 2 HydroGen3 (Opel) (PEM FC) - zerowa emisja BMW 745h - silnik o mocy 135 kW zasilany wodorem

64 64 System energetyczny przyszłości

65 65 Wodorki kowalencyjne Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3 wykazującym elektroujemność większa od wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając się w prawo w okresie następuje wzrost właściwości kwasowych wodorków kowalencyjnych

66 66 Tlenki - X m O n Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i kowalencyjnego pojawia się przy różnicy elektroujemności ok. 1.7 W miarę jak różnica elektroujemności maleje, wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań kowalencyjnych lub wiązań metalicznych Wiązania kowalencyjne powstają gdy elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość Poniżej tej wartości powstają wiązania metaliczne. Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i kowalencyjnego pojawia się przy różnicy elektroujemności ok. 1.7 W miarę jak różnica elektroujemności maleje, wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań kowalencyjnych lub wiązań metalicznych Wiązania kowalencyjne powstają gdy elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość Poniżej tej wartości powstają wiązania metaliczne.

67 67 Tlenki - przykłady i nazwy

68 68 Tlenki

69 69 Kwasowo-zasadowe własności tlenków Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

70 70 Kwasowo-zasadowe własności tlenków zasadowe kwasowe w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą (uwalnianie OH - ) tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i przyłączają dodatkowy O z H 2 O (uwalniając H + ) w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą (uwalnianie OH - ) tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i przyłączają dodatkowy O z H 2 O (uwalniając H + )

71 71 Tlenki

72 72 Kwasy Najprostsza definicja kwasu, wg teorii Arheniusa: - kwasem jest związek chemiczny, który w wyniku dysocjacji elektrolitycznej odczepia kation wodorowy (H + ). Wyróżniamy: kwasy beztlenowe: kwas solny HCl kwas bromowodorowy HBr kwas siarkowodorowy H 2 S Kwasy tlenowe (oksokwasy): kwas azotowy HNO 3 kwas siarkowy(VI) H 2 SO 4 kwas siarkowy(IV) H 2 SO 3 kwas węglowy H 2 CO 3 kwas nadchlorowy HClO 4 kwas chlorowy HClO 3 kwas fosforowy(V) H 3 PO 4

73 73 Kwasy organiczne kwas mrówkowy HCOOH kwas octowy CH 3 COOH Ogólnie: C n H 2n+1 COOH gdzie: – C n H 2n+1 rodnik węglowodorowy Każdy kwas rozpuszczony w wodzie ma swoją moc, której miarą jest stała dysocjacji tego kwasu. Im kwas mocniejszy tym większa wartość stałej dysocjacji (Ka), czyli mniejsza wartość pKa pKa = - logKa (a = acid = kwas)

74 74 IUPAC Nomenclature of elements with atomic number above 100 Digit Name Abbreviation 0 nil n 1 un u 2 bi b 3 tri t 4 quad q 5 pent p 6 hex h 7 sept s 8 oct o 9 enn e E. g., 114 Un-un-quad-ium Uuq 118 Un-un-oct-ium Uuo

75 75


Pobierz ppt "1 Sprawy organizacyjne Politechnika Wrocławska Wydział Chemiczny WYKŁAD: CHEMIA NIEORGANICZNA CHC13005w wtorek godz. 9.15 – 11.00, sala 220 A-3 Wykładowca:"

Podobne prezentacje


Reklamy Google