Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej

Prezentacja na temat: "Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej"— Zapis prezentacji:

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

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

3 atom jądro elektrony neutron proton
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Budowa atomu atom jądro elektrony symbol: e ładunek: -1 (elementarny), ,602x10-19 [C] masa: 1/1836 [u] ,91096x10-27 [g] neutron proton symbol: n ładunek: 0 (neutral) masa: 1 [u] ,6749x10-24 [g] symbol: p ładunek: +1 (elementarny), ,602x10-19 [C] masa: 1 [u] ,6749x10-24 [g] 1 [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla

4 Przykład: Atom tlenu zawiera: A = 16  16 - 8 protonów = 8 neutronów
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Z – liczba atomowa = liczba protonów w jądrze Każdy atom jest elektrycznie obojętny  liczba protonów = liczbie elektronów A – liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze Przykład: Atom tlenu zawiera: A = 16  protonów = 8 neutronów Z = 8  protonów = 8 elek tronów

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

6 Model atomu Rutherford
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Model atomu Rutherford Planck – kwant energii Model atomu Bohra h – stała Plancka = 6,625 x10-34 [Js],  - częstotliwość

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

8 Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Każdy orbital może być opisany trzema liczbami kwantowymi 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 2px, n = 3, l = 2, m = 2  orbital

9 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
Główna liczba kwantowa Poboczna liczba kwantowa Magnetyczna liczba kwantowa Typ orbitalu Liczba elektronów Maksymalna liczba elektronów n = 1 l = 0 m = 0 1s 2 n = 2 2s 18 l = 1 m = –1 2px 6 2py m = 1 2pz n = 3 3s 32 3px 3py 3pz l = 2 m = –2 10 3dxy 3dxz m = 2 3dyz

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

11 Modele orbitali dla atomów helu i węgla
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Każdy orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony różniące się ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa 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

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

13 1H  1 elektron na orbitalu s  1H = 1s1 2He = 1s2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 4d7  siedem elektronów na orbitalu 4d 6f7  siedem elektronów na orbitalu 6f Symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego 1H  1 elektron na orbitalu s  1H = 1s1 2He = 1s2 8O  8 elektronów  1s2 2s2 2p4 lub, wiedząc, że 2He = 1s2 8O = [2He] 2s2 2p4

14  Przesunięcie poziomu energetycznego
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 22Ti = [18Ar] 4s2 3d2  Przesunięcie poziomu energetycznego s s s s s s s p p p p p d d d f f 75Re = [54Xe] 6s2 4f145d5

15 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

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

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

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

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

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

21 Nazewnictwo grup układu okresowego
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Nazewnictwo grup układu okresowego grupa pierwiastków nazwa systematyczna nazwa zwyczajowa 1 litowce metale alkaliczne 2 berylowce metale ziem alkalicznych, wapniowce (oprócz Be) 13 borowce glinowce (oprócz B) 14 węglowce — 15 azotowce 16 tlenowce 17 fluorowce chlorowce, halogenowce 18 helowce gazy szlachetne Fe, Co, Ni żelazowce pierwiastki o l. at. 58 – 71 lantanowce pierwiastki o l. at. 90 – 103 aktynowce pierwiastki za uranem transuranowce Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt platynowce

22 Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa  minimalna energia
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Tylko gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami powłoki elektronowe Całkowicie zapełniona powłoka elektronowa  minimalna energia Przykład: Atom sodu: 11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 =[10Ne] 3s1  jeden elektron walencyjny. Sód  daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje się kationem sodu

23 Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Chlor: 17Cl =[10Ne] 3s23p5  7 elektronów walencyjnych, potrzebuje jednego elektronu aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną. Jony są razem  elektrostatyczne przyciąganie Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem jonowym

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

25 Najbliższy gaz szlachetny - 2He = 1s2
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Dwa atomy wodoru, 1H = 1s1 Najbliższy gaz szlachetny - 2He = 1s2 Wiązanie  każdy atom wodoru daje po jednym elektronie i tworzy się wspólna para elektronowa Ten typ wiązania nazywany jest wiązaniem atomowym lub wiązaniem kowalencyjnym. Wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0.4

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

27 Taki typ wiązania jest nazywany wiązaniem atomowym spolaryzowanym
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej 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

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

29 Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej
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

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

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

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

33 Stany atomowe węgla Hybrydyzacja sp3
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Stany atomowe węgla Hybrydyzacja sp3

34 Hybrydyzacja sp3 metan etan
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp3 metan etan

35 Hybrydyzacja sp2 eten (etylen)
Akademia Górniczo-Hutnicza, WIMiR, wykład z chemii ogólnej Hybrydyzacja sp2 eten (etylen)

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