konspekt chemia.pdf
(
411 KB
)
Pobierz
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:
Volfodzio
Inne pliki z tego folderu:
konspekt chemia.pdf
(411 KB)
Notatki cz.1.PDF
(6778 KB)
Notatki cz.2.PDF
(6956 KB)
chemia rownania.pdf
(1723 KB)
chemia zadania (wersja mobilna).pdf
(726 KB)
Inne foldery tego chomika:
Algebra
Analiza I i II
Automatyzacja Maszyn Roboczych
Drgania Mechaniczne
Dźwignice
Zgłoś jeśli
naruszono regulamin