Transcript
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA AR W
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
Materiały do zajęć dokształcających z chemii nieorganicznej i fizycznej Część I
Wydział Chemii UAM Poznań 2011
AN I
ZN AN IA
PO ZN
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego, która zachowuje jego właściwości chemiczne
C
H
Średnica atomu wynosi około 10-10 m, jest on na zewnątrz elektrycznie obojętny. Składa się z jądra atomowego i elektronów, które znajdują się w przestrzeni wokół jądra.
AN I
ZN AN IA
PO ZN W
AR
TA
Jądro atomowe
Symbol
proton
1 1 p
Ładunek [C]
Masa [u]
+ 1,6 · 10-19
1,00728
0
1,00866
- 1,6 · 10-19
0,00055
AR
Cząstka
TA
C
H
EM
PO
IA
W skład jądra atomowego wchodzą protony i neutrony (nukleony). Protony, neutrony i elektrony są cząstkami elementarnymi.
neutron
1n
W
0
elektron
0e
EM
IA
-1
C
H
Jądro atomowe o określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze nazywa się nuklidem
AN I
ZN AN IA
PO ZN
AR
TA
Liczba atomowa, Liczba masowa
IA
W
Liczba masowa (A) określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów)
TA
C
H
EM
PO
Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów w jądrze, jest równa liczbie elektronów w przestrzeni wokół jądra
ZE
W
AR
A
–
Z
Liczba protonów i neutronów
–
A
Liczba neutronów
–
A-Z
C
H
EM
IA
Liczba protonów lub elektronów
Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej
AN I PO ZN
EM
PO
IA
Ernest Rutherford - model planetarny (1911):
ZN AN IA
W
AR
TA
Modele atomów
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą elektrony
AN I
ZN AN IA
PO ZN
TA
Niels Bohr - dodał do modelu Rutherforda teorię kwantów Plancka
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
zajmować tylko wybrane orbity
W
AR
i Einsteina: Elektrony mogą mieć tylko wybrane wartości energii i
AN I
ZN AN IA
PO ZN
TA
Erwin Schrödinger - mechanika kwantowa na bazie dualizmu korpuskularno-
AR
falowego : Elektronów w atomach nie należy traktować jako cząstek, lecz jako
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
chmurę ładunków o gęstości opisanej przez kwadrat funkcji falowej Ψ2.
IA
Rozwiązaniem równania Schrödingera jest funkcja falowa. Funkcja falowa
EM
elektronu w atomie ma tak istotne znaczenie, ze nadano jej specjalną nazwę :
C
H
orbital atomowy.
AN I
ZN AN IA
PO ZN
TA
Orbitale atomowe - maja charakterystyczne energie i kształty.
C
H
EM
orbitale p
IA
TA
W
AR
s
C
orbital
H
EM
PO
IA
W
AR
Różne kształty oznacza się różnymi literami.
IA
EM
H
C W
orbitale d
TA
AR
TA
AR
W
PO ZN
ZN AN IA
PO
IA
EM
H
C
AN I
Orbitale atomowe
AN I
ZN AN IA
PO ZN
W
AR
TA
Orbital atomowy opisany jest przez określoną kombinację liczb kwantowych.
Symbol
Wartości
Znaczenie
Podaje
Główna
n
1,2, …
Określa powłokę (energię)
Wielkość
Poboczna (orbitalna)
l
Magnetyczna
ml
Spinowa
ms
IA
W
0,1,…,n-1
EM H C
TA
Nazwa
AR
C
H
EM
PO
IA
Liczby kwantowe
Określa podpowłokę Kształt
l, …,0,…,-l
Określa orbitale podpowłoki
Kierunek
+1/2, -1/2
Określa stan spinowy
Kierunek spinu
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Elektrony w atomie w stanie podstawowym opisywane są przez orbitale z zachowaniem:
C
H
EM
IA
W
AR
TA
zasady minimum energii Zakazu Pauliego Reguły Hunda
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA AR
EM
PO
IA
W
Zasada minimum energii
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Elektrony opisywane są w pierwszej kolejności przez orbitale o najniższej energii (czyli o najmniejszej głównej liczbie kwantowej)
IA
EM
H
C W
TA
AR
TA
AR
W
PO ZN
ZN AN IA
PO
IA
EM
H
C
Poziomy energetyczne
AN I
AN I EM
PO
ZN AN IA
PO ZN TA
IA
W
AR
Zakaz Pauliego
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o tej samej energii, czyli o takich samych wartościach wszystkich (czterech) liczb kwantowych. Z reguły tej wynika, że na danym orbitalu mogą się znajdować jedynie dwa elektrony o przeciwnych spinach
AN I
ZN AN IA
PO ZN W
AR
TA
Reguła Hunda
TA
C
H
EM
PO
IA
liczba niesparowanych elektronów na danej powłoce powinna być możliwie największa
EM
IA
W
AR
pary elektronów o przeciwnych spinach są tworzone dopiero po zapełnieniu wszystkich orbitali danej podpowłoki przez elektrony niesparowane
C
H
elektrony niesparowane na orbitalach danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu
H Li
Be
Rb Sr
AR
Sc Ti
V
Y
W
Ca
B
N
O
F
Al Si P
S
Cl Ar
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In
Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir
Fr Ra Ac Th ...
No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt
Pt Au Hg Tl
H
EM
PO
Cs Ba La Ce ...
Ne
Sn Sb Te I
Xe
Pb Bi Po At Rn
TA
C
C
He
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
IA
K
TA
Na Mg
ZN AN IA
PO ZN
AN I
układ okresowy - bloki
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
AR
Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
W
Ac Th Pa U
IA
EM
pierwiastki bloku s pierwiastki bloku p
C
H
pierwiastki bloku d pierwiastki bloku f
konfiguracja helowców: He 1s2 Ne 1s22s22p6 Ar 1s22s22p63s23p6 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 Xe 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 Rn 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
AN I 18Ar
1s22s22p63s23p6
PO
EM
H
W
AR
TA
C
IA EM H C
ZN AN IA
PO ZN
1s22s22p63s23p6
AR
-
17Cl
W
1s22s22p63s23p5
IA
17Cl
TA
Procesy tworzenia się jonów – anion
AN I AR
+
1s22s22p6
W
11Na
TA
1s22s22p63s1
11Na
EM
PO
IA
1s22s22p6
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
10Ne
ZN AN IA
PO ZN
Procesy tworzenia się jonów – kation
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
ELEKTROUJEMNOŚĆ
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Jest to miara zdolności atomu do przyciągania pary elektronów w cząsteczce. Związki złożone z pierwiastków o dużej różnicy elektroujemności (≥2) mają silny charakter jonowy.
C
Elektroujemność w okresie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej, w grupie maleje wraz ze wzrostem liczy atomowej.
AN I
ZN AN IA
PO ZN
W
AR
TA
ENERGIA JONIZACJI pierwiastka jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku pierwszej energii jonizacji I1, chodzi o atom obojętny. Na przykład, w przypadku miedzi:
EM
PO
IA
Cu(g) →Cu+(g) + e-(g)
TA
C
H
I1 = (energia Cu+ + e-) – (energia Cu)
W
AR
Wartość doświadczalna dla miedzi wynosi 785 kJ/mol. Druga energia jonizacji I2, jest energia potrzebną do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego kationu w fazie gazowej. Dla miedzi:
IA
Cu+(g)→Cu2+(g) + e-(g)
C
H
EM
I2 = (energia Cu2+ + e-) – (energia Cu+)
AN I
ZN AN IA
AR
TA
PO ZN
POWINIWACTWO ELEKTRONOWE, Ep.e., pierwiastka jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym.
W
Powinowactwo elektronowe chloru to energia uwolniona w procesie:
EM
PO
IA
Cl(g) + e-(g)→Cl-(g) Ep.e. = (energia Cl + e-) – (energia Cl-)
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
Atom może przyłączyć więcej niż jeden elektron. Energia uwolniona w wyniku przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszego powinowactwa elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona wskutek przyłączenia drugiego elektronu to drugie powinowactwa elektronowe.
Wartość dodatnia wskazuje na silne powinowactwo. Gdy podane są dwie wartości, pierwsza dotyczy powstania anionu jednoujemnego, a druga – powstania anionu dwuujemnego z anionu jednoujemnego.
AN I
ZN AN IA
PO ZN W
AR
TA
Typy wiązań
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
Własności oraz charakter wiązania chemicznego zależą od wielu czynników, np. od konfiguracji elektronowej, rozmiarów atomów czy też ładunku jąder atomowych. Powoduje to dużą różnorodność wiązań chemicznych spotykanych w naturze
AN I
ZN AN IA
PO ZN
WIĄZANIE JONOWE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie jonowe powstaje między atomami, które znacznie różnią się elektroujemnością (różnica elektroujemności jest większa od 1,4). Atomy jednego pierwiastka (określonego jako elektrododatni) tracą swoje elektrony walencyjne na rzecz atomów drugiego z pierwiastków (elektroujemnego). Utworzone w taki sposób jony, dodatni i ujemny, przyciągają się dzięki działaniu sił elektrostatycznych.
AN I
ZN AN IA
PO ZN
WIĄZANIE ATOMOWE, KOWALENCYJNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie takie spotykane jest dosyć rzadko. Powstaje ono między atomami tego samego pierwiastka i jest wiązaniem apolarnym. Najczęściej spotykane jest w pierwiastkach występujących w stanie gazowym, np. Cl2, O2, N2 czy I2. W takim przypadku atomy uzyskują konfigurację gazu szlachetnego poprzez utworzenie jednej lub więcej wspólnych par elektronowych, które wchodzą jednocześnie w układy elektronowe obu łączących się atomów. Każdy z nich dostarcza tej samej liczby elektronów.
AN I
ZN AN IA
PO ZN
WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
TA
Wiązanie to różni się od wiązania atomowego tym, że tworzą je atomy różnych pierwiastków (których różnica elektroujemności nie jest duża; wynosi od 0,4 do 1,4). W tym przypadku para elektronowa, która łączy atomy, jest przesunięta w kierunku atomu pierwiastka o większej elektroujemności. W wyniku tego przesunięcia tworzy się układ dipolowy i zatracona zostaje równowaga elektryczna. Jeden atom zyskuje ładunek δ+, natomiast drugi δ-Jako całość cząsteczka jest nadal elektrycznie obojętna, ale w wyniku tego przesunięcia niektóre jej miejsca są w większym stopniu podatne na reakcje chemiczne. Miarą przesunięcia ładunku elektrycznego jest moment dipolowy. Jest to iloczyn wartości bezwzględnej ładunku elektrycznego zawartego w jednym z biegunów dipola, oraz odległości między biegunami. W jednostkach SI moment dipolowy wyrażany jest w kulombometrach [C m].
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
WIĄZANIE KOORDYNACYJNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Wiązanie to zwane jest inaczej wiązaniem donorowo-akceptorowym. Polega ono na uwspólnieniu elektronów, jednak w odróżnieniu od wiązania kowalencyjnego, elektrony pochodzące tylko od jednego atomu (zwanego donorem) są wykorzystywane również przez drugi atom (akceptor).
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
WIĄZANIE METALICZNE
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
IA
W
AR
Wiązanie metaliczne powstaje w wyniku przyciągania elektrycznego jąder atomowych i swobodnych elektronów, znajdujących się w zewnętrznych powłokach elektronowych atomów. Wiązanie takie spotyka się w przypadku metali czystych, ich stopów i związków międzymetalicznych.
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
Model VSEPR
AR
Model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej.
TA
C
H
EM
PO
IA
W
Opisuje kształt cząsteczki, skupiając się na jednym atomie, bierze pod uwagę wiązania , które tworzy i wolne pary elektronowe, które może zawierać. Elektrony wiążące i wolne pary elektronowe zajmują położenie najbardziej oddalone od siebie, tak aby ich wzajemne odpychanie się było najsłabsze
C
H
EM
IA
W
AR
Np. w chlorku berylu (BeCl2) wiążące pary elektronowe, a tym samym i atomy chloru, zajmują maksymalnie oddalone od siebie położenie po przeciwnych stronach atomu berylu, cząsteczka zatem powinna być linowa .
AN I
ZN AN IA
PO ZN TA
W
AR
ORBITALE MOLEKULARNE
TA
C
H
EM
PO
IA
Teoria orbitali molekularnych zakłada, że elektrony w cząsteczkach opisywane są orbitalami molekularnymi, które tworzą się z orbitali atomowych i spełniają trzy warunki:
AR
-mają porównywalną energię
C
H
EM
IA
-wzajemnie się nakładają
W
-wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra obu atomów
AN I
ZN AN IA
PO ZN
HYBRYDYZACJA ORBITALI ATOMOWYCH
IA
W
AR
TA
Hybrydyzacja to operacja matematyczna , polegająca na przekształceniu orbitali atomowych tego samego rodzaju o różnych liczbach pobocznej liczby kwantowej , w nowe orbitale – orbitale zhybrydyzowane.
C
H
EM
IA
W
AR
TA
C
H
EM
PO
Takiemu przekształceniu poddaje się tylko orbitale walencyjne atomu, oznacza się literą t . Liczba użytych do hybrydyzacji orbitali atomowych jest równa liczbie uzyskanych orbitali zhybrydyzowanych.
Hybrydyzacja sp3
AN I
PO
TA
AR
W
EM H C
ZN AN IA
PO ZN TA IA
W
AR H C
Liniowy Płaski trójkąt Tetraedr Bipiramida trygonalna Oktaedr Bipiramida pentagonalna Płaski kwadrat
IA
2 3 4 5 6 7 (4
Kształt
EM
Liczba zewnętrznych orbitali
Hybrydyzacja
sp sp2 sp3 sp3d sp3d2 sp3d3 dsp2)
