Chemia Ogólna wykład 1

Transkrypt

1 Chemia Ogólna wykład 1 Materia związki chemiczne cząsteczka obojętne elektrycznie indywiduum chemiczne, złożone z więcej niż jednego atomu, które są ze sobą trwale połączone wiązaniami chemicznymi równoważność masy spoczynkowej i energii spoczynkowej (wzór Einsteina, 1905 r.) materia pierwiastki zbiór wszystkich atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze atom tex.stackexchange.com substancja chemiczna składająca się wyłącznie z atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze 100,000,000 atomów Cu ułożone w szeregu utworzą linię długości 1 cm promień atomowy większości atomów jest rzędu 5x x10-10 m 1

2 Demokryt z Abdery (4 th wiek BC) śmiejący się filozof niezmienność bytu doświadczeniem, które wskazywało na zmienność zjawisk; było możliwe dzięki postulatowi istnienia atomów słowo atom pochodzi z greckiego ἄτομος átomos (od α-, nie- + τέμνω temno, ciąć ), oznaczającego coś, czego nie da się przeciąć ani podzielić cała przyroda składa się z niewidzialnych, niepodzielnych i niezniszczalnych jednostek materii nazywanych atomami jedyne cechy, jakie odróżniają jedne atomy od drugich, to kształt, położenie i porządek atomy znajdują się w ciągłym i odwiecznym ruchu i jest to jedyna przemiana, jakiej podlegają atomy poruszają się w próżni Pojęcia podstawowe atom tex.stackexchange.com atom podstawowy składnik materii (rozmiary rzędu m); składa się z małego dodatnio naładowanego jądra (protony i neutrony) o dużej gęstości (masa rzędu kg) i otaczającej go chmury elektronowej o ujemnym ładunku elektrycznym atomy tego samego pierwiastka są identyczne - mają taką samą masę, rozmiar i właściwości chemiczne atomy danego pierwiastka różnią się od atomów innego pierwiastka 2

3 nazwa cząstki położenie ładunek ładunek [C] masa [u] elektron orbitale -1-1,602x10-19 ~0 (1/1836) masa [g] 0,91096x10-27 proton jądro +1 1,602x ,6749x10-24 neutron jądro ,6749x [u] (jednostka masy atomowej) =1/12masy izotopu węgla Równanie Schrödingera kształt dozwolonych fal funkcje falowe stanowiące rozwiązanie równanie Schrodingera zależne od czasu dla oscylatora harmonicznego odległość od jądra (r) n, l, m gęstość prawdopodobieństwa w węźle wynosi 0; węzeł jest punktem, w którym funkcja falowa przechodzi przez 0 część radialna część kątowa (x, y, z) = R(r) ( ) ( ) funkcje falowe; oznaczane (psi) x zgodnie z postulatem Bohra, prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym punkcie przestrzeni jest proporcjonalne do kwadratu funkcji falowej ( 2 ) z r y tam gdzie funkcja falowa ma dużą ampitudę, istnieje duże prawdopodobieństwo znalezienia opisanego przez nią elektronu 3

4 tam gdzie funkcja falowa jest mała, znalezienie elektronu jest mało prawdopodobne tam gdzie funkcja falowa jest równa 0, znalezienie elektronu jest niemożliwe w mechanice kwantowej można przewidywać tylko prawdopodobieństwo znalezienia cząsteczki w danym miejscu funkcja falowa elektronu w atomie ma tak istotne znaczenie, iż nadano jej specjalną nazwę orbital atomowy orbital można poglądowo przedstawić jako chmurę otaczająca jądro atomu; gęstość chmury reprezentuje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w każdym punkcie net/discovery-electron-spin/ spinowa liczba kwantowa, m s ; Ruch obrotowy elektronu nosi nazwę spinu. Elektron ma dwa stany spinowe, oznaczane strzałkami i. Możemy sobie wyobrazić, że elektron obraca się z pewną prędkością w kierunku wskazówek zegara (stan, +1/2) lub z identyczna prędkością w kierunku przeciwnym (stan, -1/2). Ponieważ wirujący ładunek elektryczny wytwarza pole magnetyczne, elektrony znajdujące się w tych dwóch stanach spinowych można rozróżnić na podstawie ich zachowania się w polu magnetycznym. główna liczba kwantowa, n; określa energię elektronu; im większa tym większa energia orbitalu i tym słabiej związany jest elektron w atomie określa również średnią odległość elektronu od jądra; im większa jest wartość n tym większa jest ta odległość każdy orbital atomowy jest określony przez trzy liczby kwantowe (z reguły liczba całkowita, w szczególnych przypadkach - połówkową) magnetyczna liczba kwantowa, m; określa indywidualny orbital o konkretnym kształcie (np. jeden z orbitali p) orbitalna (poboczna) liczba kwantowa, l; określa kształt orbitalu (np. s, p, ) 4

5 Liczby kwantowe l. kw. określa wielkość fizyczną przyjmuje wartości wzór określa funkcje falowe n energię n = 1, 2, 3, rozmiar 1 Z 2π me orbitalu l moment pędu h l = 0, 1, 2,, n-1 kształt M l( l 1) orbitalu m składową momentu pędu E n 2 h 2 h M z m 2 2 h z m s n-1 s p d f m = -l, (-l+1),, (l-1), l kierunek orbitalu m s składową spinu m s = -½ lub ½ znak orbitalu E - energia całkowita elektronu (na n-tej orbicie Bohra) [J=0, eV] e - ładunek elementarny, e=1, C m - masa elektronu m=9, kg Z - liczba atomowa r - promień orbity h - stała Plancka, h=6, J s Rozkład gęstości prawdopodobieństwa napotkania elektronu dla orbitali 1s i 2s (płaszczyzna xz) 2 1s 2 2s 2 3s gęstość elektronowa węzeł odległość od jądra węzeł węzeł węzeł węzeł 5

6 Wykres funkcji (θ, φ) 2 dla orbitali p węzeł odległość od jądra płaszczyzna węzłowa gęstość elektronowa jądro Wykres funkcji (θ, φ) 2 dla orbitali d płaszczyzny węzłowe 6

7 11/9/2016 Wykres funkcji (θ, φ) 2 dla orbitali s-d Wykres funkcji (θ, φ) 2 dla orbitali f 7

8 powłoka elektronowa (poziom energetyczny) zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości głównej liczby kwantowej symbol powłoki główna liczba kwantowa n lit - [ 3 Li]: 2, 1 sód - [ 11 Na]: 2, 8, 1 2n 2 (maksymalna liczba elektronów) potas - [ 19 K]: 2, 8, 8, 1 sront - [ 38 Sr]: 2, 8, 18, 8, 2 podpowłoki (orbitale) K 1 2 s (sharp) L 2 8 s, p (principle) M 3 18 s, p, d (diffuse) N 4 32 s, p, d, f (fundamental) O 5 50 s, p, d, f, g P 6 72 s, p, d, f, g, h Typy orbitali główna liczba kwantowa poboczna liczba kwantowa magnetyczna liczba kwantowa typ orbitalu funkcja l. ē max. l. ē n = 1 l = 0 m = 0 1s 1,0,0 2 2 l = 0 m = 0 2s 2,0,0 2 n = 2 m = 1 2p x 2,1,-1 l = 1 m = 0 2p y 2,1,0 6 8 m = 1 2p z 2,1,1 l = 0 m = 0 3s 3,0,0 2 m = 1 3p x 3,1,-1 l = 1 m = 0 3p y 3,1,0 6 n = 3 m = 1 3p z 3,1,1 m = 2 3d x2-y2 3,2,-2 18 m = 1 3d z2 3,2,-1 l = 2 m = 0 3d xy 3,2,0 10 m = 1 3d xz 3,2,1 m = 2 3d yz 3,2,2 8

9 Zasada rozbudowy powłok W stanie podstawowym atomu wieloelektronowego elektrony obsadzają orbitale atomowe w taki sposób, że atom ma najmniejszą energię, gdy wszystkie jego elektrony znajdują się na orbitalu o najniższej energii (orbital 1s). Jest to możliwe tylko w przypadku atomu wodoru i helu. Tłumaczy to zasada Pauliego. Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony. Gdy dwa elektrony zajmują ten sam orbital, ich spiny muszą być sparowane. Spiny dwóch elektronów są sparowane, gdy są ustawione w przeciwnych kierunkach, i. Elektrony mają wówczas spinowe liczby kwantowe o różnych znakach, + 1 / 2 i - 1 / 2. Ponieważ orbital atomowy wyznaczony jest przez trzy liczby kwantowe (n, l i m), a czwarta liczba kwantowa m s określa dwa stany spinowe, możliwe jest także inne sformułowanie zakazu Pauliego. Żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć identycznego zestawu czterech liczb kwantowych. Z zakazu Pauliego wynika, że żaden orbital na diagramie poziomów energetycznych nie może być obsadzony przez więcej niż dwa elektrony. W przypadku atomów, dla których Z>2, tylko dwa elektrony mogą obsadzać orbital 1s; pozostałe elektrony muszą zająć orbitale bardziej zewnętrzne, lecz żaden z nich nie może być zajęty przez więcej niż dwa elektrony. 9

10 E N E R G I A wszystkie orbitale w tej samej podpowłoce mają jednakową energię Gdy w danej podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali, elektron obsadzi najpierw pusty orbital, zamiast utworzyć parę z elektronem już obecnym. W rezultacie energia atomu będzie mniejsza, słabsze bowiem będzie odpychanie nowego elektronu przez elektrony już obecne. Tę kolejność obsadzenia orbitali wyraża reguła Hunda. 10

11 1 = 1s 2 dwa elektrony na orbitalu 1s 2 = 2p 5 pięć elektronów na orbitalu 2p 4 6 = 4d 7 siedem elektronów na orbitalu 4d 4 = 6f 7 siedem elektronów na orbitalu 6f 6 Układ okresowy pierwiastków 11

12 Liczba atomowa i masa atomowa Liczba atomowa (Z) = liczba protonów w jądrze Liczba masowa (A) = liczba protonów + liczba neutronów = liczba atomowa (Z) + liczba neutronów Z (liczba atomowa) A (liczba masowa) Ile protonów, neutronów i elektronów posiada [ 6 14C]? 6 protonów, 8 (14-6) neutronów, 6 elektronów Ile protonów, neutronów i elektronów posiada [ 6 11C]? 6 protonów, 5 (11-6) neutronów, 6 elektronów 12

13 Konfiguracja elektronowa symbol orbitalu pozwala opisać strukturę elektronową każdego pierwiastka [ 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 [ 8 O] = [ 2 He] 2s 2 2p 4 [ 35 Br] 35 elektronów 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 lub [ 35 Br] = [ 18 Ar] 4s 2 3d 10 4p 5 H He O Br Konfiguracja elektronowa wodór beryl azot hel bor tlen lit węgiel 13

14 Nieregularności w konfiguracji elektronowej Cr [Ar] 3d 4 4s 2 [Ar] 3d 5 4s 1 Cu [Ar] 3d 9 4s 2 [Ar] 3d 10 4s 1 Ag [Kr] 4d 9 5s 2 [Kr] 3d 10 4s 1 Au [Xe] 4f 14 5d 9 6s 2 [Xe] 4f 14 5d 10 6s 1 d: Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Pt f: gadolin (Gd), protaktyn (Pa), uran (U), neptun (Np) i kiur (Cm) różnica energii poziomów 4s i 3d jest niewielka układ 5 niesparowanych elektronów 3d i jednego 4s ma mniejszą energię aniżeli układ 4 niesparowanych elektronów 3d i 2 sparowanych elektronów 4s Izotopy Frederick Soddy w 1912 r. zaproponował istnienie izotopów (Nagroda Nobla w 1921 r.) izotopy to atomy tego samego pierwiastka posiadające inną masę w wyniku różnej liczby neutronów (n); każdy izotop ma własną masę atomową izotop liczba p liczba e liczba n proton deuter tryt izotop liczba p liczba e liczba n

15 15