Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

Pobieranie prezentacji. Proszę czekać

CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski. WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska.

Podobne prezentacje


Prezentacja na temat: "CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski. WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska."— Zapis prezentacji:

1 CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski

2 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:

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

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

5 Materiały do ćwiczeń: Internet: Zakładka: Dydaktyka/Wydział IMiR/St.zaoczne/Chemia Ogólna 1. Obliczenia chemiczne 2. Typy reakcji chemicznych 3. Klasyfikacja związków chemicznych 4. Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją 5. Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń) Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s.54.

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

7 Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMiR. P odstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne, nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). ChdI czI. B udowa 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. U kład okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. ChdI czI.

8 W iązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). ChdI czI. K lasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych (kreskowe i elektronowe). ChdI cz.IV. S tany 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.

9 P rzemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy. R oztwory. Stężenia roztworów. ChdI cz.IV,cz.V O bliczenia chemiczne. Stechiometria. Termochemia. Reakcje redox. ChdI cz.IV. C hemia organiczna. Struktura związków organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy. ChdI cz.IX.

10 N aturalne 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. E lektrochemia. 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

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

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

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

14 Korozja metali Ochrona przed korozją

15 Tworzywa metaliczne Energochłonność Zanieczyszczenie środowiska

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

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

18 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12) ) 18 Zanieczyszczenia powietrza CO 2

19 BUDOWA MATERII

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

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

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.

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

25 Budowa atomu

26 CząstkaMasa, gMasa, uŁadunek, C Symbol Trwałość poza jądrem proton1,6726* , ,602* pduża neutron1,6749* ,008670nmała elektron0,91096 * /1836-1,602* eduża Nu kle ony

27 Budowa atomu CząstkaMasa, uŁadunek, elementarny Symbol protonOk.1 +1p neutronOk.10n elektron1/1836e

28 Opis atomu pierwiastka 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. liczba atomowa liczbę masową symbol pierwiastka

29

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

31 Budowa atomu

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

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

34 Elektronowa struktura atomów DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE?

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

36 Elektronowa struktura atomów N.Bohr wyliczył: 1.Energię elektronu 2.Promień orbity 3.Z równania E = h* Częstotliwość promieniowania

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

38 Orbitale s Rozwiązania r. Schrödingera

39 Orbital s Rozwiązania r. Schrödingera

40 Orbitale p

41 Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale d

42 Liczba spinowa Spinelektronów Spin elektronów

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

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. 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.

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 = magnetyczna spinowa liczba kwantowa m s (m s = +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.

46 Konfiguracja elektronowa

47

48

49 Elektrony walencyjne

50 Konfiguracja elektronowa pierwiastków Dublet i oktet elektronowy Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. hel 1s 2 neon[He] 2s 2 p 6 argon[Ne] 3s 2 p 6 krypton[Ar] 3d 10 4s 2 p 6 ksenon[Kr] 4d 10 5s 2 p 6 radon[Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 p 6

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

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).

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

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

55 WIĄZANIE KOWALENCYJNE

56

57 WIĄZANIE KOWALENCYJNE - SPOLARYZOWANE DOCHODZI DO SKUTKU W PRZYPADKU PIERWIASTKÓW O ROŻNICY ELEKTROUJEMNOŚCI

58 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

59

60 Kryształ molekularny lodu

61 WIĄZANIE JONOWE 11 Na1s 2 2s 2 p 6 3s 1 Przykład: NaCl Sód chętnie reaguje z chlorem. Konfigurację elektronową atomu Na można zapisać: W czasie reakcji tworzy się jon sodu o konfiguracji elektronowej: 11 Na + 1s 2 2s 2 p 6

62 WIĄZANIE JONOWE Sód chętnie reaguje z chlorem: Na(s) + ½Cl 2 (g) NaCl(s)

63 WIĄZANIE JONOWE 17 Cl - 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 Atom chloru o konfiguracji: 17 Cl1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 przyjmuje elektron i tworzy anion Cl - NaCl

64 WIĄZANIE JONOWE

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.

66 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (donorowo – akceptorowe)

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.

68 WIĄZANIE METALICZNE


Pobierz ppt "CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski. WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska."

Podobne prezentacje


Reklamy Google