konspekt chemia.pdf

Chemia Konspekt Pomocniczy

Zakaz Pauliego głosi, że w danym stanie kwantowym może znajdować się jeden fermion - albo

inaczej, że żadne dwa fermiony nie mogą w jednej chwili występować w dokładnie tym samym

stanie kwantowym.

Reguła Hunda - reguła mówiąca, że w atomie, w celu uzyskania najbardziej korzystnego

energetycznie zapełnienia orbitali atomowych, powinno być jak najwięcej elektronów

niesparowanych. Elektrony ulegają sparowaniu po pojedynczym zapełnieniu wszystkich form

przestrzennych danych orbitali danej powłoki elektronowej.

Kolejność wypełniania podpowłok - reguły Hunda:

1. Zapełnione powłoki nie wnoszą wkładu do L (całkowity orbitalny moment pędu) i S

(całkowity spinowy moment magnetyczny).

2. W stanie podstawowym elektrony o tej samej wartości l są rozmieszczane tak, żeby

wypadkowy spin S był maksymalny. Stany o wyższej multipletowości mają więc niższe

energie.

3. Po osiągnięciu maksymalnej wartości S elektrony są rozmieszczane pomiędzy stany o m l w

taki sposób, żeby zmaksymalizować m L = Σm l Dla danej 2S+1, stany o niższej energii mają

większe L.

4. Po uwzględnieniu energii LS najniższe energie mają:

• Termy o najmniejszych wartościach J dla podpowłok zapełnionych mniej niż w

połowie,

• Termy o największych wartościach J dla podpowłok zapełnionych więcej niż w

połowie (zmienia się znak pola magnetycznego działającego na elektron).

Kolejność wypełniania orbitali

Kolejność zapełniania orbitali elektronowych jest następująca:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s

→ 5 f → 6 d → 7 p

Prawo okresowości pierwiastków chemicznych zostało sformułowane przez Dymitra Mendelejewa

w roku 1869. Stwierdził on, że:

właściwości pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas atomowych.

pierwiastki chemiczne ułożone zgodnie ze wzrastająca liczbą atomową wykazują okresowe

powtarzanie się właściwości.

Energia Jonizacji – energia potrzebna do oderwania elektronu przy pierwiastku w stanie gazowym

powinowactwo elektronowe - to wielkość charakteryzująca zdolność atomu (lub cząsteczki) do

przyłączania elektronu i tworzenia jonu ujemnego (anionu). Ilościowo określa się je jako energię,

która wydziela się w wyniku tego procesu. Tradycyjnie energię tę podaje się w elektronowoltach

(eV).

Elektroujemność – zdolnosć atomu do przyjmowania elektronów (skal. Paulinga) wysoka el

oznacza łatwość tworzenia anionów, niska kationów.

reguła oktetu (lub 18) – pierwiastki bloku S i SP dążą do 8 elektronów na powłoce walencyjnej,

pierwiastki SPD do 18 elektronów.

Wiązania Chemiczne:

-wiązanie kowalencyjne (at. Nie różnią się elektroujemnością)

-spolaryzowane (polaryzacja chmury elektronowej, przesunięcie w kier. 1 atomu)

-jonowe (dwa jony o różnych ładunkach)

-wodorowe (wiązanie między wodorem a atomem który ma 2 wolne elektrony)

-metaliczne (pasma zdelokalizowane [przewodzenia])

-zdelokalizowane (chmura elektronowa wspólna dla grupy atomów np. benzen)

-elektronowe

-koordynacyjne (donor + akceptor)

-wiązanie z deficytem elektronów

orbital - funkcja falowa będącą rozwiązaniem równania Schrödingera dla szczególnego przypadku

układu jednego elektronu znajdującego się na jednej z powłok atomowych lub tworzących wiązanie

chemiczne. Orbital jest funkcją falową jednego elektronu, której kwadrat modułu (zgodnie z

interpretacją Maxa Borna) określa gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu w

danym punkcie przestrzeni.

Pojęcie orbitalu jest często utożsamiane z kształtem chmury elektronowej, obliczonym z funkcji

orbitalowej, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bliskie 1 (zwykle przyjmuje

się wartość 0,9).

Orbitale dzielimy na:

• orbitale atomowe – orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie

uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder

atomowych.

• orbitale molekularne – orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym

momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą

się z kolei na:

• orbitale wiążące – w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby

przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu

wiązania

• orbitale antywiążące – w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby

przebywały na swoich orbitalach atomowych.

• orbitale niewiążące – w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby

przebywały na swoich orbitalach atomowych.

• Wśród orbitali atomowych wyróżnia się:

• orbitale s – o kształcie sferycznym

• orbitale p – o kształcie "hantli"

• orbitale d i f – o bardziej złożonych kształtach w których występuje kombinacja

"hantli" i torusów

• orbitale zhybrydyzowane o kształtach odpowiednich dla geometrii cząsteczek

•

• Orbitale molekularne wiążące klasyfikuje się najczęściej na:

• SIGMA orbitale σ – które powstają w wyniku czołowego nałożenia się orbitali s lub

p (ścisła definicja: orbital σ nie ma płaszczyzn węzłowych zawierających oś

międzyjądrową)

• PI orbitale π – które powstają w wyniku bocznego nałożenia się orbitali p, d lub f; w

ujęciu geometrycznym orbital π ma dokładnie jedną płaszczyznę węzłową

zawierającą oś międzyjądrową

• orbitale δ – mają 2 płaszczyzny węzłowe zawierające oś międzyjądrową

• Orbitale molekularne antywiążące przyjmują szereg, nieraz bardzo złożonych kształtów,

które trudno jest opisać i narysować (między innymi dlatego, że są tworami "wirtualnymi",

nie zawsze mają jakąkolwiek interpretację)

Hybrydyzacja – tworzenie się nowych orbitali o nowych właściwościach w wyniku kombinacji

orbitali .

Mol – ilość materii zawierającej stałą ilość cząsteczek.

Stała Avogadro - to stała fizyczna liczbowo równa ilości atomów, cząsteczek lub innych cząstek

materii zawartych w jednym molu tej materii. Oznaczana przez N A (lub L - lepiej unikać ze względu

na tak samo oznaczaną stałą Loschmidta), wynosi:

Stałej Avogadra nie należy mylić z liczbą Avogadra. Liczba Avogadra ma identyczne oznaczenie i

wartość liczbową jak stała Avogadra, jednak - w odróżnieniu od niej - nie posiada jednostki. Liczba

Avogadra jest tożsamościowo równa jednemu molowi.

Wartościowość – liczba wiązań które może utworzyć atom z innymi atomami ( I, II, III, IV ..)

Stopień Utlenienia – ładunek jaki uzyskuje atom w wyniku heterolitycznego rozpadu wszystkich

wiązań

rozpad heterolityczny – rozerwanie wiązania pomiędzy atomami tak, że bardziej elektroujemny

atom otrzymuje oba elektrony np. Li-CL -> Li + +Cl - (Cl 2 el)

Reakcje Chemiczne

> egzo termiczne – oddaje ciepło

> endo termiczne – pob. ciepła

V/T = const przy p=const /// pV=const przy T=const /// p/T=const przy V=const

pV=nRT (gaz doskonały)

Równanie van der Waalsa

a - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca oddziaływanie między cząsteczkami

gazu (cząsteczki gazu przyciągają się, w wyniku czego rzeczywiste ciśnienie gazu na ścianki

naczynia jest mniejsze niż w przypadku, gdyby tego oddziaływania nie było),

• b - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek,

ma wymiar objętości, przez co uznawana jest za objętość mola cząsteczek gazu,

• p - ciśnienie,

• Vm = V/n - objętość molowa,

• V - objętość

• n - liczność (ilość gazu) w molach

• T - Temperatura bezwzględna,

• R - uniwersalna stała gazowa

Reakcja Chemiczna

>redoks

>bez redukcji (tlenu)

>homogeniczna (takie same stany skupienia)

>heterogeniczna (różne stany skupienia)

>odwracalne

>nieodwracalne

>synteza

>wymiana

>analiza

>endo

>egzo

Bilans Ładunku – liczba elektronów dla obu równań połówkowych musi być taka sama!!!

przykład:

SnCl 2 + FeCl 3 --> SnCl 4 + FeCl 2

gdzie: Sn +2 , Cl -1 , Fe +3, Cl -1 (substraty)

Sn +4 , Cl -1 , Fe +2, Cl -1 (produkty)

równania połówkowe:

utlenianie: Sn(2+) --> Sn(4+) + 2e(-)

redukcja: Fe(3+) + e(-) --> Fe(2+)

---- liczba elektronów musi się zgadzać!

utlenianie: Sn(2+) --> Sn(4+) + 2e(-) / * 1

redukcja: Fe(3+) + e(-) --> Fe(2+) / * 2

(zapisuje w równaniu reakcji brakujący wsp. Następnie dopisuje inne

współczynniki [o ile trzeba])

SnCl 2 + 2 FeCl 3 --> SnCl 4 + 2 FeCl 2

zawartość % - Cp = (ilość zw / całość) * 100%

wydajność produktu – η = (masa rzeczywista / masa teoretyczna) * 100% (produktu)

równowaga chemiczna – jednakowe tempo zachodzenia reakcji (odwracalnej)

-> stała stężeniowa, stała ciśnieniowa, stała równowagi.

Reguła przekory - mówiąca, że układ, na który działa jakiś bodziec, odpowiada w taki sposób aby

przeciwdziałać bodźcowi. Reguła przekory dotyczy układów w stanie równowagi, na które działa

czynnik zewnętrzny. W postaci ilościowej reguła ta jest wyrażona przez prawo działania mas

Guldberga i Waagego.

Układy (powstałych substancji)

-> homogeniczny (jednorodny) [jednofaza] np. Roztwór NaCl w wodzie

-> heterogeniczny (niejednorodny) [wielofaza] np. Woda + lód

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: