CHEMIA WARTA POZNANIA

Transkrypt

1 Materiały do zajęć dokształcających z chemii nieorganicznej i fizycznej Wydział Chemii UAM Poznań 2011 Część I

2 Atom jest najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego, która zachowuje jego właściwości chemiczne Średnica atomu wynosi około m, jest on na zewnątrz elektrycznie obojętny. Składa się z jądra atomowego i elektronów, które znajdują się w przestrzeni wokół jądra.

3 Jądro atomowe W skład jądra atomowego wchodzą protony i neutrony (nukleony). Protony, neutrony i elektrony są cząstkami elementarnymi. Cząstka Symbol Ładunek [C] Masa [u] proton 1 1 p + 1, ,00728 neutron 0 1 n 0 1,00866 elektron -1 0 e - 1, ,00055 Jądro atomowe o określonej liczbie protonów i neutronów w jądrze nazywa się nuklidem

4 Liczba atomowa, Liczba masowa Liczba masowa (A) określa liczbę protonów i neutronów (nukleonów) Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów w jądrze, jest równa liczbie elektronów w przestrzeni wokół jądra A Z E Liczba protonów lub elektronów Z Liczba protonów i neutronów A Liczba neutronów A-Z Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej

5 Modele atomów Ernest Rutherford - model planetarny (1911): Dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą elektrony

6 Niels Bohr - dodał do modelu Rutherforda teorię kwantów Plancka i Einsteina: Elektrony mogą mieć tylko wybrane wartości energii i zajmować tylko wybrane orbity

7 Erwin Schrödinger - mechanika kwantowa na bazie dualizmu korpuskularnofalowego : Elektronów w atomach nie należy traktować jako cząstek, lecz jako chmurę ładunków o gęstości opisanej przez kwadrat funkcji falowej Ψ 2. Rozwiązaniem równania Schrödingera jest funkcja falowa. Funkcja falowa elektronu w atomie ma tak istotne znaczenie, ze nadano jej specjalną nazwę : orbital atomowy.

8 Orbitale atomowe - maja charakterystyczne energie i kształty. Różne kształty oznacza się różnymi literami. orbital orbitale p s

9 Orbitale atomowe orbitale d

10 Orbital atomowy opisany jest przez określoną kombinację liczb kwantowych. Liczby kwantowe Nazwa Symbol Wartości Znaczenie Podaje Główna n 1,2, Określa powłokę (energię) Poboczna (orbitalna) Wielkość l 0,1,,n-1 Określa podpowłokę Kształt Magnetyczna m l l,,0,,-l Określa orbitale podpowłoki Spinowa m s +1/2, -1/2 Określa stan spinowy Kierunek Kierunek spinu

11 Elektrony w atomie w stanie podstawowym opisywane są przez orbitale z zachowaniem: zasady minimum energii Zakazu Pauliego Reguły Hunda

12 Zasada minimum energii Elektrony opisywane są w pierwszej kolejności przez orbitale o najniższej energii (czyli o najmniejszej głównej liczbie kwantowej)

13 Poziomy energetyczne

14 Zakaz Pauliego 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

15 Reguła Hunda liczba niesparowanych elektronów na danej powłoce powinna być możliwie największa pary elektronów o przeciwnych spinach są tworzone dopiero po zapełnieniu wszystkich orbitali danej podpowłoki przez elektrony niesparowane elektrony niesparowane na orbitalach danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu

16 układ okresowy - bloki H Li Be B C N O F He Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce... Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th... No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No konfiguracja helowców: pierwiastki bloku s He 1s 2 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 pierwiastki bloku p Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 pierwiastki bloku d pierwiastki bloku f Kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 Xe 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 Rn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6

17 Procesy tworzenia się jonów anion 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 17Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

18 Procesy tworzenia się jonów kation 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 11Na + 1s 2 2s 2 2p 6 10Ne 1s 2 2s 2 2p 6

19 ELEKTROUJEMNOŚĆ Jest to miara zdolności atomu do przyciągania pary elektronów w cząsteczce. Związki złożone z pierwiastków o dużej różnicy elektroujemności ( 2) mają silny charakter jonowy. Elektroujemność w okresie wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej, w grupie maleje wraz ze wzrostem liczy atomowej.

20 ENERGIA JONIZACJI pierwiastka jest to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku pierwszej energii jonizacji I 1, chodzi o atom obojętny. Na przykład, w przypadku miedzi: Cu(g) Cu + (g) + e - (g) I 1 = (energia Cu+ + e - ) (energia Cu) Wartość doświadczalna dla miedzi wynosi 785 kj/mol. Druga energia jonizacji I 2, jest energia potrzebną do oderwania elektronu od pojedynczo naładowanego kationu w fazie gazowej. Dla miedzi: Cu + (g) Cu 2+ (g) + e - (g) I 2 = (energia Cu 2+ + e - ) (energia Cu + )

21 POWINIWACTWO ELEKTRONOWE, E p.e., pierwiastka jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym. Powinowactwo elektronowe chloru to energia uwolniona w procesie: Cl(g) + e - (g) Cl - (g) E p.e. = (energia Cl + e - ) (energia Cl - ) 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.

22 Typy wiązań 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

23 WIĄZANIE JONOWE 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.

24 WIĄZANIE ATOMOWE, KOWALENCYJNE 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. Cl 2, O 2, N 2 czy I 2. 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.

25 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE 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].

26 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE 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).

27 WIĄZANIE METALICZNE 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.

28 Model VSEPR Model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej. 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 Np. w chlorku berylu (BeCl 2 ) 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.

29 ORBITALE MOLEKULARNE Teoria orbitali molekularnych zakłada, że elektrony w cząsteczkach opisywane są orbitalami molekularnymi, które tworzą się z orbitali atomowych i spełniają trzy warunki: -mają porównywalną energię -wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra obu atomów -wzajemnie się nakładają

30 HYBRYDYZACJA ORBITALI ATOMOWYCH Hybrydyzacja to operacja matematyczna, polegająca na przekształceniu orbitali atomowych tego samego rodzaju o różnych liczbach pobocznej liczby kwantowej, w nowe orbitale orbitale zhybrydyzowane. 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 sp 3

31 Liczba zewnętrznych orbitali (4 Kształt Liniowy Płaski trójkąt Tetraedr Bipiramida trygonalna Oktaedr Bipiramida pentagonalna Płaski kwadrat Hybrydyzacja sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 sp 3 d 3 dsp 2 )