Zagdnienia na egzamin sem 1.doc

43

ZAGADNIENIA NA EGZAMIN Z CHEMII

1.Podstawowe prawa chemiczne

1. prawo zachowania masy – całkowita masa substancji uczestniczących w reakcji chemicznej pozostaje niezmienna. Sumy mas produktów i substratów są sobie równe
2. prawo stosunków stałych – stosunek mas pierwiastków łączących się w dany związek jest stały.
3. prawo stosunków wielokrotnych – jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to masy jednego z nich łączące się w tych związkach z ta sama masą drugiego, mają się do siebie jak proste liczby naturalne
4. prawo objętościowe Gay – Lussaca – Objętości substancji gazowych ( mierzone w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem) biorących udział w danej reakcji chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne

2.Model Atomu Bohra

Analizując zjawisko emisji światła zaproponował model atomu. Wokół skoncentrowanego dodatniego ładunku porusza się po orbicie kołowej elektron, zgodnie z drugą zasada dynamiki Newtona: przyciągany jest przez dodatnie jądro zgodnie z prawem Coulomba.

Atom wg Bohra składa się z jądra i krążących wokół niego elektronów. Orbity tworzą warstwy, stad określenia powłoki, czy warstwy elektronowej.

3.Założenie teorii Bohra

Bohr wprowadził dwa założenia sprzeczne z klasyczną elektrodynamiką

1. emisja kwantu promieniowania o energii hν jest możliwa tylko w przypadku przeskoku elektronu z orbity o wyższej energii na orbitę o niższej energii, natomiast nie jest emitowane promieniowanie podczas krążenia elektronu po orbicie stacjonarnej.
2. elektrony mogą w stanie stacjonarnym zajmować tylko takie orbity aby ich momenty pędu był całkowitą wielokrotnością stałej h/2π (h  - stała Plancka)

Teoria Bohra

Emisja fotonu przez atom następuje w wyniku przejścia elektronu z wyższego poziomu energetycznego na niższy. Energia fotonu emitowanego

∆E = hν

Gdzie h= 6,63 *10-34 J*s (stała Plancka)

ν=c/λ = RH ( 1/n1^2 – 1/n2^2)

n1=1,2…; n2  = n1+1, n1+2…

Widmo emisyjne wodoru zakres widzialny

ν=c/λ = RH ( ½ - 1/n2)

n=3,4

ν = częstość promieniowania Hz

c – prędkość światła w próżni

λ– długość fali [m]

RH – stała Rydberga

Fale de Broglie’a

Wszelka materia wykazuje własności falowe

λ= h/mv

λ– długość fali

m- masa cząstki

v – prędkość cząstki

wysunął hipotezę o podwójnym charakterze elektronu, może on w pewnych warunkach zachowywać się jak fala elektromagnetyczna

4.Zasada nieoznaczonego Heisenberga

Jeżeli znamy prędkość cząstki to nie możemy określić jej położenia , gdy znamy położenie cząstki wówczas nie wiemy nic o jej prędkości, im dokładniej określi się położenie elektronu tym mniej pewne jest określenie jego prędkości i odwrotnie.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga stwierdza, że nie możemy określić jednocześnie położenia i prędkości cząstki.

5.Równanie Schrodingera

Równanie to opisuje fale związaną z cząstką, funkcję falową elektronu oraz amplitudę fali de Broglie'a wzdłuż odpowiedniej osi (chodzi tu o orbital atomowy).

Psi oznacza amplitudę fali de Broglie'a. Przyjmuje ona różne wartości w różnych miejscach przestrzeni. Jest więc funkcją zmiennych x, y, z.
                                                                      

   
Całkowita energia elektronu                                          E

                                                                         
Energia potencjalna elektronu                            V
                                                                          

Stała Plancka                                                                      
                                                                           

Gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu.

6. Współczesna kwantowa teoria budowy atomu

Nowoczesna teoria kwantów

Teoria Bohra dając poprawne teoretyczne wytłumaczenie układu licznych doświadczalnie obserwowanych linii widmowych w przypadku lekkich atomów, nie sprawdzała się dla bardziej skomplikowanych układów wieloelektronowych. Ponadto teoria Bohra do końca nie wyjaśniała w jasny sposób sensu fizycznego orbity.
Dopiero ogłoszenie przez Schrodingera zasad mechaniki falowej, opartej na wprowadzonym przez Broglie'a pojęciu fal materii pozwoliło fizycznie wytłumaczyć rozmieszczenie elektronów w atomie.
Podstawowym pojęciem mechaniki falowej jest funkcja falowa opisująca amplitudę fali przypisanej danej cząstce w przestrzeni i czasie. Funkcję falową układu z jego energią całkowitą wiąże we wzajemnej zależności podstawowe równanie mechaniki falowej, zwane równaniem Schrodingera.

Z klasycznej mechaniki falowej wiadomo, że kwadrat amplitudy jest miarą natężenia promieniowania. W przypadku cząstek kwadrat funkcji falowej (f(x, y, z))2 jest miarą prawdopodobieństwa znalezienia cząstki w danym miejscu przestrzeni.
Odnosząc funkcję falową do opisu elektronów w atomie można wykreślić rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w funkcji odległości od jądra atomowego.
Jeżeli rozkład jest radialny, otrzymuje się wówczas wykres pokazany na rys. 2.3, z którego wynika, że istnieje skończone prawdopodobieństwo znalezienia elektronu nawet na znacznych odległościach od jądra.

Istnieje pewna odległość r dla której prawdopodobieństwo jest maksymalne. Obliczenia teoretyczne wykazały, że to maksymalne prawdopodobieństwo występuje na odległościach równych promieniowi orbity obliczonego zgodnie z teorią Bohra. Ale zgodnie z nową teorią i w odróżnieniu od teorii Bohra elektron w atomie można rozpatrywać modelowo pod postacią chmury, której gęstość zależy od promienia r a sama chmura tworzy wokół jądra powłokę. Najczęściej jest stosowane pojecie gęstości elektronowej lub gęstości ładunku jako wielkości charakteryzującej rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu.

Do opisania powłoki elektronowej potrzebne są cztery liczby kwantowe.
Dwie pierwsze podają kształt i rozmiary orbity eliptycznej; trzecią określa kąt pomiędzy płaszczyzną orbity a kierunkiem zewnętrznego pola magnetycznego, w którym jest rozmieszczony atom lub jon; czwarta wskazuje kierunek obrotu elektronu wokół włąsnej osi w stosunku do kierunku przebiegu na orbicie.
Liczby kwantowe oznaczono za pomocą liter n, l, m oraz s.

7. Orbital atomowy, hybrydyzacja orbitali

Orbital atomowy  jest to przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe. Orbitale atomowe mają określone kształty i energie. Orbitale nie mają ostro zaznaczonych granic.
Orbital s to kulista chmura, której gęstość maleje w miarę oddalania się od jądra. Orbital p to  chmura zajmująca dwie przestrzenie po dwóch stronach jądra. Orbitale d i f maja kształty bardziej skomplikowane niż orbital p. Orbitale 1s i 2s maja taki sam kształt ale różne promienie i różną energię. Podobnie orbitale 2p i 3p, różnią się rozmiarami i energią mają zaś takie same kształty. Każdemu orbitalowi s można przypisać dwa elektrony. Orbitalom p danej powłoki można przypisać w sumie 6 elektronów, ponieważ na danej powłoce są 3 orbitale p (położone prostopadle do siebie wzdłuż 3 osi współrzędnych.
Hybrydyzacja orbitali to proces polegający na "skrzyżowaniu" (zmieszaniu) dwóch lub więcej orbitali atomowych różnego typu np. s i p pochodzących od tego samego atomu, na skutek czego powstają nowe orbitale, posiadające inny kształt i energię (ale są one równocenne). Do rodzajów hybrydyzacji zaliczamy m.in. hybrydyzację sp (diagonalna, figurą geometryczną określającą położenie orbitali jest linia prosta, Biorą w niej udział 1 orbital 2s i jeden orbital 2p ), sp2 (trygonalna, figurą geometryczną określającą położenie orbitali jest trójkąt równoboczny. 1 orbital 2s i 2 orbitale 2p), sp3 (tetraedryczna, figurą geometryczną określającą położenie orbitali jest czworościan foremny, biorą w niej udział 1 orbital s i 3 orbitale p).

8. Liczby kwantowe

Liczby kwantowe to liczby opisujące jednoznacznie stan elektronu w atomie.
- n, czyli główna liczba kwantowa, oznacza numer powłoki, na której znajduje się elektron Przybiera wartości 1 (K),2 (L) ,3(M) itd. oraz charakteryzuje przedział energetyczny związany z położeniem elektronu.

- l, czyli poboczna liczba kwantowa, charakteryzuje kształt orbitali i może przymować wartości 0,1,2... (n-1) (l=0 charakteryzuje orbital s, l=1 charakteryzuje orbital p, l=2 orbital d)

- m, czyli magnetyczna liczba kwantowa przybiera wartości z przedziału -l...0...+ l (to litera L a nie liczba 1 ;)) określa sposób w jaki orbital zachowuje się w polu magnetycznym ( sposób w jaki ustawia się w obcym polu magnetycznym)

- m, czyli magnetyczna spinowa liczba kwantowa przyjmuje dwie wartości + ½ i -1/2 ta wartość charakteryzuje spin elektronu.
 

9.Konfiguracja elektronowa

Konfiguracja elektronowa jest to rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach. Atom przyjmuje taką konfiguracją, jaka zapewnia najniższą energię każdemu elektronowi. Umowny zapis konfiguracji jest to ciąg symboli typu npk (n – numer powłoki, p – symbol podpowłoki, k - liczba elektronów na danej podpowłoce)

Konfigurację zapisuje się wg pewnej konwencji. Zapis ten może wyglądać na przykład tak:

neon: 1s22s22p6

lub w zapisie "klatkowym":

Liczby występujące przed literami oznaczają numery kolejnych powłok elektronowych. Ich numeracja zaczyna się od powłoki najbliższej jądra i rośnie wraz z oddalaniem się od niego. Małe litery ("s", "p", "d" i "f") oznaczają rodzaje typów orbitali, zaś górne indeksy liczbowe oznaczają liczbę elektronów znajdujących się na danym poziomie orbitalnym, w danym typie orbitalu.

To jest tabelka jak rozmieszczają się elektrony ( które powłoki zajmują najpierw a które później ;)

10.Zakaz Pauliego (z wykładu)

Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony. Gdy dwa elektrony zajmują ten sam orbital ich spiny muszą być sparowane ( tzn. ustawione w przeciwnych kierunkach).

Żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć identycznego zestawu czterech liczb kwantowych.

11.Reguła Hunda (z wykładu)

Jeżeli w podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali, elektrony obsadzają puste orbitale, zanim utworzą parę w jednym z orbitali. Tzn. liczba niesparowanych elektronów na danym poziomie energetycznym jest możliwie największa, elektrony wykazują tendencje do pozostawania w możliwie dużym oddaleniu od siebie.

12.Prawo okresowości (z wykładu)

Pierwiastki uszeregowane zgodnie ze wzrastającą masą atomową wykazują powtarzalność (periodyczność) swoich właściwości ( tzw. prawo okresowości)

Podstawa współczesnego układu okresowego pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki s, p, d, f.

Prawo okresowości w swojej współczesnej wersji mówi ze właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych Z powtarzają się okresowo.

13. Różnice między reakcjami jądrowymi a chemicznymi

1. Reakcjom jądrowym ulegają jądra atomowe, w reakcjach chemicznych zmiany następują tylko w walencyjnej powłoce elektronowej atomów.

2. Izotopy danego pierwiastka wykazują niemal identyczne właściwości chemiczne, lecz ulegają różnym reakcjom jądrowym.

3. Reakcja jądrowa prowadzi z reguły do powstania pierwiastka nie występującego początkowo, co nie zachodzi nigdy w przypadku reakcji chemicznej.

4. Reakcjom jądrowym towarzyszą znacznie większe efekty energetyczne niż reakcjom chemicznym.

14. Szeregi promieniotwórcze

Szereg promieniotwórczy – szereg nuklidów promieniotwórczych przekształcających się kolejno jedne w drugie na drodze rozpadów promieniotwórczych (alfa, beta). Kolejne produkty rozpadów promieniotwórczych tworzą szereg, który rozpoczyna się izotopem promieniotwórczym o długim okresie półtrwania, a kończy izotopem trwałym (niepromieniotwórczym).

Rodzaje szeregów promieniotwórczych:

1.      Szereg uranowo-radowy (uranowy) - rozpoczyna się rozpadem alfa 238U, a kończy na stabilnym 206Pb - łącznie 18 nuklidów, najważniejsze (długożyciowe) to: 238U, 234U, 226Ra, 222Rn, 210Po, 210Pb;

2.      Szereg torowy - rozpoczyna się od rozpadu alfa 232Th, a kończy na stabilnym 208Pb - łącznie 12 nuklidów, najważniejsze to: 232Th, 228Th, 228Ra, 220Rn;

3.      Szereg uranowo-aktynowy (aktynowy) - rozpoczyna się rozpadem alfa 235U, a kończy na stabilnym 207Pb - łącznie 15 nuklidów, najważniejsze to: 235U, 231Pa i 227Ac;

4.      Szereg neptunowy - rozpoczyna się rozpadem alfa 237Np, a kończy na stabilnym 209Bi - łącznie 13 nuklidów, najważniejsze to: 237Np, 233U, 229Th;

15. Przemiana α, β, γ, wychwyt K

1. Rozpad α - emisja cząstki a ( jądra 4He  - 2 protony i 2 neutrony) powoduje zmniejszenie liczby atomowej o 2 i liczby masowej o 4; występuje u ciężkich jąder

Z, A   ®   Z - 2, A - 4

2. Rozpad β - emisja bogatych w energię elektronów przez jądro; rozpad polega na przemianie neutronu w proton; liczba atomowa wzrasta o 1 bez zmiany liczby masowej; rozpad charakterystyczny dla lekkich jąder.

n ® p + e–

3. Rozpad γ - towarzyszy innym rozpadom jąder; jądro w stanie wzbudzonym emituje nadmiar energii w postaci fotonów promieniowania elektromagnetycznego o długości fali poniżej 1 pm. Przemianie tej nie towarzyszy zmiana liczby atomowej i masowej.

4. Wychwyt K - jądro może wychwycić jeden z elektronów otaczających; proton przekształca się w neutron; liczba masowa się nie zmienia, liczba atomowa Z zmniejsza się o 1

p + e–® n

16. Energia jonizacji [kJ/mol]

Jest to energia potrzebna do oddzielenia jednego elektronu od atomu, co prowadzi do utworzenia jonu dodatniego M+. Wartość energii jonizacji odzwierciedla energię orbitalu, z którego usuwany jest elektron, zależy od głównej liczby kwantowej i efektywnego ładunku jądra.

Zależy od wielkości atomu, ładunku jądra, efektu ekranowania wewnętrzych powłok elektronowych oraz typu oderwanego elektronu

Silniej związane są elektrony małe (energia jonizacji maleje ze wzrostem promienia atomowego). Efekt ekranowania pojawia się w wyniku pojawienia kolejnych powłok elektronowych).

Np. Li ® Li+ + e-  Układ przyjmuje energię, więc energia jonizacji jest dodatnia.

17.Powinowactwo elektronowe, wartość efektu energetycznego towarzyszącego powstaniu ujemnego jonu przez przyłączenie elektronu do obojętnego atomu lub cząsteczki. Przyłączaniu następnych elektronów odpowiadają kolejne powinowactwa elektronowe. Proces przyjmowania elektronu przez obojętny atom związany jest z emisją pewnej ilości energii, zwanej energia powinowactwa elektronowego. Największe powinowactwo elektronowe atomów w poszczególnych okresach układu okresowego posiadają fluorowce.

Energia powinowactwa elektronowego ma, podobnie jak energia jonizacji, odmienną wartość dla różnych atomów. Zasada jest taka:im im łatwiej powstaje jon ujemny , tym większa jest energia powinowactwa atomu tworzącego ten jon. Cechą bezpośrednio związaną z energia powinowactwa i energia jonizacji jest tak zwana elektroujemność

18.Elektroujemność-jest miara zdolności atomów tworzących wiązanie do przesuwania elektronów tego wiązania w stronę jednego z atomów. Wartość elektroujemności określana jest najczęściej w skali Paulinga. Najmniejsze wartości elektroujemności przypisane są pierwiastkom Igr głównej, czyli pierwiastkom o dużej skłonności do tracenia elektronów. Największe natomiast elektroujemności charakteryzują pierwiastki VIIgr głównej, które mają największą tendencję do tworzenia jonów ujemnych. Wartości elektroujemności mają charakter przybliżony. Elektroujemność danego pierwiastka jest stała, ale zależy od jego wartościowości i charakteru innych atomów związanych z nim w cząsteczce związku chemicznego. Analiza energii jonizacji, energii powinowactwa i elektroujemności pozwala na wyjaśnienie różnic w aktywności pierwiastków oraz na poznanie ich tendencji do tworzenia jonów dodatnich lub ujemnych, a także na określenie wartościowości pierwiastka w związkach i charakteru wiązań.

Właściwości pierwiastka a jego położeniue w układzie okresowym.

-Pierwiastki bloku s to metale o dużej aktywności chemicznej. Aktywność chemiczna pierwiastków tego bloku związana jest z mała liczba elektronów walencyjnych, czyli mają dużą łatwość do tracenia zewnętrznych elektronów i tworzenia kationu. W obrębie I i II grupy aktywność pierwiastka zwiększa się wraz ze wzrostem liczby powłok elektronowych, gdyż elektrony położone dalej od jadra są luźniej związane z atomem i łatwiej je oderwać

-Pierw. Bl p mają zmienny charakter: od metalicznego dla gr o niższych numerach, do metalicznego dla gr o niższych numerach, do niemetalicznego dla gr o wyższych numerach. Charakter metaliczny pierwiastków tego bl rośnie też w miarę wzrostu numeru okresu. Pierwiastki tego bloku cechuje większa liczba elektronów walencyjnych, toteż w związkach wykazują często więcej niż jedną wartościowość.

-Pierw bl d mają charakter metaliczny i bardzo zróżnicowane własności chemiczne. Zmiany wartościowości przeważającej liczby pierw gr głównej podlegają prostym regułom uzależniającym wartościowości od liczby elektronów walencyjnych.

19.Entalpia wiązania- energia potrzebna do rozdzielenia układu na jego elementy składowe.

Na podstawie entalpii wiązań , można oszac...