Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2."— Zapis prezentacji:

1

2 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2

3 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 2 Co to jest materia? Materia cząsteczka związki chemiczne pierwiastki atom PbS

4 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 3 Budowa atomu atom jądro elektrony protonneutron symbol: e ładunek: -1 (elementarny), -1,602x [C] masa: 1/1836 [u] 0,91096x [ g] symbol: n ładunek: 0 (neutral) masa: 1 [u] 1,6749x [g] symbol: p ładunek: +1 (elementarny), +1,602x [C] masa: 1 [u] 1,6749x [g] 1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla

5 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 4 Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze Każdy atom jest elektrycznie obojętny liczba protonów = liczbie elektronów Przykład: Atom tlenu zawiera: Z = 8 protonów = 8 elek tronów A = protonów = 8 neutronów A – liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze

6 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 5 Izotopy Atomy danego pierwiastka różniące się liczną neutronów nazywane są izotopami.

7 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 6 Model atomu Rutherford Planck Planck – kwant energii h – stała Plancka = 6,625 x [Js], - częstotliwość Model atomu Bohra

8 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 7 Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wokół jądra – rozwiązanie równania Schrödingera orbital E – całkowita energia elektronu, V – energia potencjalna, m – masa elektronu, Schrödinger Schrödinger – funkcja falowa - równanie Schrödingera

9 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 8 n – główna liczba kwantowa – określa energię elektronu przyjmuje wartości (1,2,3,...), l – poboczna liczba kwantowa - określa bardziej szczegółowo energię elektronu, determinuje kształt orbitalu – przyjmuje wartości: 0, 1,..., (n-1) m – magnetyczna liczba kwantowa – określa orientację orbitalu w przestrzeni – przyjmuje wartości: ( -l,..., +l) Przykład: n = 1, l = 0, m = 0 orbital 1s, n = 2, l = 1, m = -1 orbital 2p x, n = 3, l = 2, m = 2 orbital Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi

10 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 9 Główna liczba kwantowa Poboczna liczba kwantowa Magnetyczna liczba kwantowa Typ orbitalu Liczba elektronów Maksymalna liczba elektronów n = 1l = 0m = 01s22 n = 2 l = 0m = 02s2 18 l = 1 m = –12p x 6 m = 02p y m = 12p z n = 3 l = 0m = 03s2 32 l = 1 m = –13p x 6 m = 03p y m = 13p z l = 2 m = –2 10 m = –1 m = 03d xy m = 13d xz m = 23d yz

11 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 10 orbital typu s orbital typu p Typy orbitali

12 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 11 Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się m s – magnetyczna spinowa liczba kwantowa Zasada Paulinga : Zasada Paulinga : w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o takich samych liczbach kwantowych, czyli tej samej energii. Modele orbitali dla atomów helu i węgla

13 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Reguła Hundta: Reguła Hundta: orbitale na tym samym poziomie (np. trzy orbitale p: p x, p y, p z ) są wypełniane najpierw pojedynczymi elektronami o takim samym spinie. Dopiero później następuje parowanie przez elektrony o przeciwnym spinie.

14 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 13 Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego 1 H 1 elektron na orbitalu s 1 H = 1s 1 2 He = 1s 2 8 O 8 elektronów 1s 2 2s 2 2p 4 lub, wiedząc, że 2 He = 1s 2 8 O = [ 2 He] 2s 2 2p 4 4d 7 siedem elektronów na orbitalu 4d 6f 7 siedem elektronów na orbitalu 6f

15 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 14 Przesunięcie poziomu energetycznego Przesunięcie poziomu energetycznego s s s s s s s p p p p p d d d f f Re = [ 54 Xe] 6s 2 4f 14 5d 5 22 Ti = [ 18 Ar] 4s 2 3d 2

16 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Układ okresowy Dmitrij Iwanowicz Mendelejew, rosyjski chemik urodzony w Tobolsku na Syberii odkrył w 1869 roku prawo okresowości pierwiastków chemicznych, które mówiło, że właściwości pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas atomowych. Na tej podstawie przewidział istnienie pierwiastków jeszcze wtedy nie odkrytych, jak skand, wanad. Tablica Mendelejewa

17 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 16 Współczesny układ okresowy

18 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 17 Bloki elektronowe w układzie okresowym blok s blok d blok p blok f

19 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 18 Zmiana właściwości pierwiastków w układzie okresowym Promień atomowy – odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony.

20 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 19 Energia jonizacji – minimalna energia potrzebna do wybicia elektronu z atomu, czyli jego przejścia w jon.

21 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 20 Elektroujemność wg Paulinga – zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów.

22 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 21 Nazewnictwo grup układu okresowego grupa pierwiastkównazwa systematycznanazwa zwyczajowa 1litowcemetale alkaliczne 2berylowce metale ziem alkalicznych, wapniowce (oprócz Be) 13borowceglinowce (oprócz B) 14 węglowce 15azotowce 16tlenowce 17fluorowcechlorowce, halogenowce 18helowcegazy szlachetne Fe, Co, Niżelazowce pierwiastki o l. at. 58 – 71lantanowce pierwiastki o l. at. 90 – 103aktynowce pierwiastki za uranemtransuranowce Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Ptplatynowce

23 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 22 Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami powłoki elektronowe Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa minimalna energia Przykład: Atom sodu: 11 Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 =[ 10 Ne] 3s 1 jeden elektron walencyjny. Sód daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje się kationem sodu

24 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 23 Chlor: 17 Cl =[ 10 Ne] 3s 2 3p 5 7 elektronów walencyjnych, potrzebuje jednego elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną. Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym Jony są razem elektrostatyczne przyciąganie

25 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 24 Wiązanie jonowe jest możliwe między pierwiastkami różniącymi się elektroujemnością (różnica elektroujemności większa niż 1.7) elektroujemność elektroujemność - (Pauling) zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów

26 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 25 Dwa atomy wodoru, 1 H = 1s 1 Najbliższy gaz szlachetny - 2 He = 1s 2 Wiązanie każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy się wspólna para elektronowa wiązaniem atomowym lub wiązaniem kowalencyjnym. Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem kowalencyjnym. Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0.4

27 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 26

28 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 27 Jeśli różnica elektroujemności jest miedzy 0.4 a 1.7? Wtedy jeden z atomów o większej elektroujemności silniej przyciąga parę elektronową. Para elektronowa jest przesunię w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym spolaryzowanym

29 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 28 wiązanie koordynacyjne (donorowo akceptorowe) Takie wiązanie jest nazywane wiązanie koordynacyjne (donorowo akceptorowe) W niektórych przypadkach para elektronowa pochodzi tylko od jednego atomu. Atom dający parę elektronową jest nazywanydonorem, natomiast atom przyjmujący parę elektronową jest nazywany akceptorem.

30 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 29 Wiązanie metaliczne W sieci krystalicznej znajdują się rdzenie atomowe- dodatnie jony, a między nimi jest - gaz elektronowy – wolne elektrony swobodnie poruszają się w sieci krystalicznej metalu

31 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 30 Orbitale molekularne ENERGIA 1s antywiążący wiążący Orbital atomowy Orbital cząsteczkowy

32 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 31 Tworzenie orbitali molekularnych

33 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 32 Hybrydyzacja

34 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stany atomowe węgla Hybrydyzacja sp 3

35 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 34 metan etan Hybrydyzacja sp 3

36 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 35 Hybrydyzacja sp 2 eten (etylen)

37 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 36 Hybrydyzacja sp etyn (acetylen)


Pobierz ppt "Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej CHEMIA OGÓLNA Wykład 2."

Podobne prezentacje


Reklamy Google