tematyka wyk ad w n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Tematyka wykładów PowerPoint Presentation
Download Presentation
Tematyka wykładów

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 29

Tematyka wykładów - PowerPoint PPT Presentation


  • 164 Views
  • Uploaded on

Tematyka wykładów. Podstawowe definicje i prawa chemiczne. Typy reakcji chemicznych. Budowa atomu. Wiązania chemiczne. Prawo okresowości. Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków. Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej. Metody spektroskopowe w chemii.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Tematyka wykładów' - elan


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
tematyka wyk ad w
Tematyka wykładów
  • Podstawowe definicje i prawa chemiczne.
  • Typy reakcji chemicznych.
  • Budowa atomu.
  • Wiązania chemiczne.
  • Prawo okresowości.
  • Przegląd własności chemicznych grup pierwiastków.
  • Pierwiastki – główne składniki skorupy ziemskiej.
  • Metody spektroskopowe w chemii.
  • Elementy termochemii.
  • Termodynamika przemian fazowych i chemicznych.
  • Kinetyka i mechanizmy reakcji chemicznych.
tematyka wyk ad w1
Tematyka wykładów
  • Równowagi fazowe w układach jedno i wieloskładnikowych. Reguła faz.
  • Równowagi chemiczne w roztworach elektrolitów.
  • Reakcje utleniania i redukcji.
  • Ogniwa elektrochemiczne. Elektroliza.
  • Zjawiska powierzchniowe. Układy dyspersyjne.
  • Budowa związków organicznych.
  • Charakterystyka poszczególnych grup związków organicznych.
  • Izomeria związków organicznych.
  • Polimery i biopolimery.
  • Toksyczne substancje organiczne.
podstawowe definicje i prawa chemiczne
Podstawowe definicje i prawa chemiczne.
  • Masę cząsteczkową (atomową) możemy zdefiniować jako liczbę określającą ile razy masa danej cząsteczki (atomu) jest większa od 1/12 masy atomu węgla 12C.
  • Masę atomową izotopu 12C przyjmuje się za równą 12,000000 jednostkom masy atomowej (j.m.a.).
  • Średnią masę atomową obliczamy biorąc pod uwagę skład izotopowy, np. dla węgla:
  • (98,89 12,000000 + 1,11 13,003352)/100 = 12,01115
  • Ilość gramów dowolnej substancji równa jej masie cząsteczkowej nosi nazwę mola.
  • Liczba cząsteczek zawartych w jednym molu nosi nazwę liczby Avogadra
          • N = 6,023 1023
podstawowe definicje i prawa chemiczne1
Podstawowe definicje i prawa chemiczne.
  • Prawo zachowania masy
  • W reakcji chemicznej suma mas substratów równa się sumie mas produktów.
  • Prawo stosunków stałych i wielokrotnych
  • Każdy związek ma stały i niezmienny skład ilościowy
typy reakcji chemicznych
Typy reakcji chemicznych.
  • Elementarne typy reakcji
  • synteza A + B = AB
  • analiza AB = A + B
  • wymiana pojedyncza AB + C = AC + B
  • wymiana podwójna AB + CD = AD + CB
  • Ze względu na efekt cieplny
  • reakcje egzotermiczne A + B = AB + Q
  • reakcje endotermiczne A + B = AB - Q
slide6

Budowa atomu - podstawowe pojęcia

Jądro atomowe - centralna część atomu skupiająca całą jego masę,

o rozmiarach ok. 20 tys. razy mniejszych od rozmiarów atomu;

złożone z nukleonów (protonów i neutronów) powiązanych siłami, stanowi układ trwały (ok. 300 jąder) lub nietrwały (ok. 1500 jąder), ulegający rozpadowi promieniotwórczemu.

Proton - cząstka elementarna, o dodatnim ładunku elektrycznym 1,602*10-19C i masie 1,6726*10-27kg.Neutron - elektrycznie obojętna cząstka elementarna

o masie 1,6748*10-27kg.

Elektron - cząstka elementarna o ujemnym ładunku elektrycznym

1,602*10-19C i masie spoczynkowej 9,109*10-31kg.

slide7

Liczbę protonów w jądrze podaje tzw. liczba atomowa Z, natomiast liczbę nukleonów – tzw. liczba masowa A.

Proton ma ładunek +1 i masę około 1 j.m.a. Neutron jest obojętny elektrycznie i ma masę również około 1 j.m.a. Elektron ma ładunek -1 i masę 0,00055 j.m.a. Jądro ma zawsze mniejszą masę, niż wynikałoby to z sumowania mas składników tego jądra, tzw. defekt masy - m . Różnica ta odniesiona do jednostki masy atomowej stanowi tzw. względny defekt masy i jest miarą energii wiązania elementów składowych jądra.

m = [Z mP + (A - Z) mN] - mJ

E = m c2

Nuklidy - zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej i tej samej liczbie masowej.

slide8

Izotopy - atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej.

Izotony - atomy różnych pierwiastków o takiej samej liczbie neutronów, lecz różnej liczbie masowej.

Izobary - atomy różnych pierwiastków o tej samej liczbie masowej.

slide9

Modele budowy atomu

•Daltona z 1808 r.ateria zbudowana jest z kulistych atomów o równomiernie rozłożonej

masie i doskonale elastycznych.Atomy danego pierwiastka mają

identyczne rozmiary i masy. W trakcie reakcji chemicznych atomynie ulegają zniszczeniu, ani nie powstają nowe atomy.

• Thomsona (model rodzynkowy) z 1904 r.Atom zbudowany jest z jednorodnie rozmieszczonej, dodatnio naładowanej masy o małej gęstości. W masie tej „poutykane” są ujemnie naładowane elektrony (jak rodzynki w cieście drożdżowym), tak że atom jako całość pozostaje elektrycznie obojętny.

slide10

• Rutherforda (model planetarny) z 1911 r.Atom składa się jądra atomowego i powłoki elektronowej. Jądro o dodatnim ładunku skupia w sobie prawie całą masę atomu, mimo że rozmiar jądra jest bardzo mały (rzędu 10–15 m). Pomiędzy elektronami a jądrem działa siła dośrodkowa (siła kulombowska). Ładunek całkowity elektronów jest równy ładunkowi jądra.

• Bohra– opiera się na następujących postulatach:a) Elektron krąży po orbicie kołowej wokół jądra, nie wypromieniowując energii.

b) Promień orbity spełnia warunek:

gdzie: mVr – moment pędu elektronu, h = 6,62 10 –34 Js – stała Plancka, n – liczba naturalna (numer dozwolonej orbity elektronu).

slide11

c) Aby elektron mógł przejść z orbity niższej k na orbitę wyższą n, musi zabsorbować kwant energii h o wartości En–Ek.d) Jeżeli elektron przeskakuje z orbity wyższej n na orbitę niższą k, to emituje przy tym kwant promieniowania h o wartości En– Ek

Kwantowaniu podlegają następujące wielkości: promień orbity rn, prędkość elektronu na danej orbicie Vn, energia całkowita elektronu En i moment pędu Kn.

slide12

Serie widmowe atomu wodoruCzęstotliwości emitowanych kwantów promieniowania układają się w serie widmowe:

Lymana (n = 1, UV)

Balmera (n = 2, UV VIS)

Paschena (n =3, IR)

Bracketa (n = 4)

Pfunda (n = 5)

Humpreysa (n = 6)

Ogólny wzór na częstotliwość promieniowania wysyłanego przy przejściu elektronu z orbity n na orbitę mma postać:

slide13

• kwantowy (Schrodinger)Wokół dodatniego jądra krąży chmura elektronów, których położenie nie jest możliwe do ustalenia, gdyż w mechanice kwantowej pojęcie toru cząstki traci sens. W modelu kwantowym mówi się jedynie o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w danym obszarze, a elektronowi przypisuje się pewną funkcję falową.

H = E 

funkcja  może być rozwiązaniem tylko wtedy, gdy dla atomu wodoru zachodzi:

E = - A/n2

M = [l(l +1)]1/2 h/2

MZ = m h/2 

slide14

kwantowy (Dirac)

  • spinowy moment pędu
  •  = [s(s +1)]1/2 h/2
  • spinowa liczba kwantowa s może przyjmować tylko jedną wartość (1/2)
  • kierunek spinowego momentu pędu również ulega kwantowaniu
  •  Z = mS h/2 
  • spinowa liczba kwantowa mS może przyjmować wartości (+1/2; -1/2)
slide15

Liczby kwantowe.Główna liczba kwantowa - n - określa numer i rozmiar powłoki, n = 1,2,3,... Orbitalna (poboczna) liczba kwantowa - l - odpowiedzialna jest za moment pędu atomu w danym stanie energetycznym, l = 0,1,2,...,n-1 Magnetyczna liczba kwantowa - m - związana z momentem magnetycznym. Przyjmuje ona wartości od -l do +l Spinowa liczba kwantowa - mS - przyjmuje wartości -l/2 lub +l/2 Na każdej powłoce może znaleźć się maksymalnie 2n2 elektronów.Na każdym orbitalu mogą znaleźć się maksymalnie 2 elektrony.

slide16

Reguła Hunda

- liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie jak największa,- pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane,- elektrony niesparowane w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu.Zakaz Pauliego

w jednym atomie dwa elektrony muszą różnić się wartością przynajmniej jednej liczby kwantowej (np. w jednym poziomie orbitalnym muszą mieć przeciwną orientację spinu).

slide17

Konfiguracja elektronowaZ punktu widzenia chemii najważniejszymi elektronami w atomie są elektrony walencyjne.Elektrony walencyjne to te elektrony, które podczas reakcjichemicznej biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Rdzeń, czyli zrąb atomu, stanowi tę część atomu, którauczestnicząc w reakcji chemicznej lub w wielu kolejnych reakcjach, zachowuje ilość i rodzaj składników (rdzeń to jądro wraz z elektronami niewalencyjnymi). Konfiguracja walencyjna jest to fragment konfiguracji elektronowej dotyczący elektronów walencyjnych, np.

budowa cz steczek
Budowa cząsteczek
  • Teoria Kossela - Lewisa - jakościowa, oparta na regule oktetu:
    • Wiązania jonowe (NaF, BaCl2),
    • Wiązania kowalencyjne - niespolaryzowane (Cl2, H2 O2 N2) i spolaryzowane (HCl, HJ),
    • Wiązania koordynacyjne (NH4+, SO42-).
budowa cz steczek1
Budowa cząsteczek
  • Wiązania sigma () i wiązania pi ()
  • Wiązania, które powstają w wyniku czołowego nakładania się orbitali nazywamy wiązaniami sigma ().
  • Wiązania, które powstają w wyniku bocznego nakładania się orbitali nazywamy wiązaniami pi ().
  • Teoria Sidwicka - Powella - hybrydyzacja
  • Typy hybrydyzacji
  • sp liniowa (BeF2)
  • sp2 trygonalna(BF3)
  • sp3 tetraedryczna (CH4,NH3,H2O)
  • sp3d bipiramida trygonalna (PCl5)
  • sp3d2 oktaedryczna (SF6)
  • sp2d3 bipiramida pentagonalna (JF7)
budowa cz steczek2
Budowa cząsteczek
  • Metoda orbitali molekularnych
  • Każdej parze orbitali atomowych wchodzących w kombinację liniową odpowiada para orbitali cząsteczkowych (wiążący i antywiążący).
  • Orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową muszą posiadać:
    • podobne energie,
    • taką samą symetrię w stosunku do osi łączącej obydwa jądra.
w asno ci pierwiastk w
Własności pierwiastków
  • Rozmiary atomów i jonów
  • Promień atomowy Na 1,57A
  • Promień jonowy Na+ 0,98A
  • Promień atomowy Fe 1,17A
  • Promień atomowy Fe 0,76A
  • Promień atomowy Fe 0,64A
  • Promień van der Waalsa Cl1,40A
  • Promień jonowy Cl- 1,81A
w asno ci pierwiastk w1
Własności pierwiastków
  • Potencjały jonizacyjne
  • Energię potrzebną do oderwania najluźniej związanego z atomem elektronu nazywamy potencjałem jonizacji.
  • I potencjał jonizacyjny II potencjał jonizacyjny
  • Li 5,39eV 75,62eV
  • Na 5,14eV 47,29eV
  • K 4,34eV 31,81eV
  • Rb 4,18eV 27,36eV
  • Cs 3,89eV 23,40eV
w asno ci pierwiastk w2
Własności pierwiastków
  • Powinowactwo elektronowe
  • Energię, jaka wyzwala się podczas przyłączenia elektronu do obojętnego izolowanego atomu w stanie gazowym, nazywamy powinowactwem elektronowym
      • F  F- 3,62eV
      • Cl  Cl- 3,79eV
      • Br  Br- 3,56eV
      • J  J- 3,28eV
      • H  H- 0,77eV
      • O  O2- -7,28eV
      • S  S2- -3,44eV
w asno ci pierwiastk w3
Własności pierwiastków
  • Elektroujemność
  • Dążność atomu, znajdującego się w cząsteczce związku chemicznego do przyciągania atomów określa się jako elektroujemność.
  • Li 1,0 H 2,1
  • Be 1,5 F 4,0
  • B 2,0 Cl 3,0
  • C 2,5 Br 2,8
  • N 3,0 J 2,5
  • O 3,5
  • F 4,0
w asno ci pierwiastk w4
Własności pierwiastków
  • Polaryzowalność i zdolność polaryzująca jonów
  • Oddziaływanie powłok elektronowych jonów A+ i B-.
  • Jeżeli polaryzacja jest nieznaczna tworzy się wiązanie jonowe; gdy stopień spolaryzowania jest duży tworzy się wiązanie o udziale kowalencyjnym.
  • Duże jony ujemne łatwiej polaryzują niż jony małe.
  • Reguły Fajansa określają, kiedy uprzywilejowane jest wiązanie kowalencyjne:
  • mały jon dodatni
  • duży jon ujemny
  • duże ładunki obu jonów
kierunki zmian w asno ci w uk adzie okresowym
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
  • Prawo okresowości
  • Własności chemiczne i fizyczne zmieniają się okresowo w miarę jak od pierwiastków o niższej liczbie atomowej przechodzimy do pierwiastków o coraz to wyższej liczbie atomowej.
  • Okresowość własności pierwiastków znajduje także swoje odbicie we własnościach związków chemicznych.
kierunki zmian w asno ci w uk adzie okresowym1
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
  • W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie:
      • promień atomowy,
      • promień jonowy,
      • gęstość,
      • charakter metaliczny,
      • zasadowość tworzonych tlenków i wodorotlenków.
kierunki zmian w asno ci w uk adzie okresowym2
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
  • W grupach głównych wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje:
      • potencjał jonizacyjny,
      • elektroujemność,
      • rozpowszechnienie pierwiastków (wyjątki),
      • temperatury topnienia.
kierunki zmian w asno ci w uk adzie okresowym3
Kierunki zmian własności w układzie okresowym
  • W okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej rośnie:
      • elektroujemność,
      • wartościowość w połączeniach z tlenem do VII
      • wartościowość w połączeniach z wodorem do IV a następnie maleje do I,
      • kwasowość,
      • potencjały jonizacyjne.
  • Promienie atomowe maleją.