Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

OBECNÁ CHEMIE ELEKTRONOVÝ OBAL Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "OBECNÁ CHEMIE ELEKTRONOVÝ OBAL Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."— Transkript prezentace:

1 OBECNÁ CHEMIE ELEKTRONOVÝ OBAL Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

2 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.2 u Bohr (1913) kvantový model atomu vodíku u elektrony se pohybují po diskrétních energetických hladinách, nevyzařují energii u energie je kvantována u kruhové trajektorie (dráhy) u Bohr, Sommerfeld u eliptické dráhy u Schrödinger (1926) moderní představy ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU historický vývoj názorů u planetární model, Rutherford (1911) u nedostatky vyzařování energie  zánik c ΔEE  E 12 hh 

3 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.3 ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU Schrödingerova rovnice (1926, axiom) u slučuje v sobě vlnové a korpuskulární vlastnosti hmoty u charakter vlnění u charakter hmotné částice E k, E p u řešení rovnice u vlnová funkce  (stav elektronu) u vlnová funkce  2 (pravděpodobnost výskytu elektronu) u závěr u výskyt elektronů v orbitalech (AO, prostor 95 – 99 %) u orbital má určitou energii u orbital je určen 3 kvantovými čísly (x)EΨ(x)E x 2m p 2 2 Ψ  d d 2 h 

4 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.4 KVANTOVÁ ČÍSLA /1 hlavní kvantové číslo n u určuje energii AO n = 1, 2, 3,… (K, L, M,…) u velikost AO vedlejší kvantové číslo l (čti el) u tvar AO u energie AO l = 0,… (n – 1) (vodík ne) magnetické kvantové číslo m u prostorová orientace m = – l,…0…+l __________________________________ spinové kvantové číslo s u smysl rotace s =  1/2 1s2s3s 2p x 2p z 2p y 3d z 2 4f xz

5 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.5 KVANTOVÁ ČÍSLA /2 degenerované orbitaly – orbitaly se shodným n a l kvantovým číslem u p-orbitaly jsou 3krát degenerované u d-orbitaly jsou 5krát degenerované u f-orbitaly jsou 7krát degenerované zápis orbitalu typu f   4f04f14f24f3

6 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.6 VÝSTAVBOVÉ PRINCIPY/1 1. Základní stav – minimum energie u pravidlo (n+l) u AO s nižším součtem (n+l) má menší energii u při rovnosti součtu (n+l) má AO s menším n nižší energii 2. Pauliho vylučovací princip u žádné dva elektrony v atomu nemají stejné hodnoty všech 4 kvantových čísel (minimálně se liší spinem s) n+l=5 n+l=4 < 3d 4s

7 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.7 VÝSTAVBOVÉ PRINCIPY/2 3. Hundovo pravidlo u na degenerovaných orbitalech se elektrony rozmístí tak, aby co největší počet AO byl obsazen jedním elektronem u nepárové elektrony mají souhlasný spin  

8 Obecná chemie. Elektronový obal atomu p 6 3krát6 2 2p 8L 2s 2 není222s 2K1s 2 není221s Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazeníelektrony Symbol AO +1 0 –1 0 0 m l n Kvantová čísla OBSAZENÍ HLADIN/1

9 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.9 Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazeníelektrony Symbol AO mln Kvantová čísla 2 2 3p 6 3krát6 2 3p 18M 3s 2 není223s +1 0 – d 10 5krát d 0 –1 – OBSAZENÍ HLADIN/2

10 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.10 Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazeníelektrony Symbol AO mln Kvantová čísla 2 2 4p64p6 3krát6 2 4p4p 32N 4s24s2 není224s4s +1 0 – d 10 5krát d4d 0 –1 – f 14 7krát f –1–1 –2–2 –3–

11 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.11 využití konfigurace předchozího netečného plynu ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ATOMŮ /1 Síra S u Z = 16  16 elektronů u 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 u [Ne] 3s 2 3p 4 1s2s2p 3s 3p 16 S: [Ne] 3s 3p 16 S:

12 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.12 ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ATOMŮ /2 platí: mimořádně stabilní jsou zpola nebo zcela zaplněné orbitaly teorie d5d5 d 10 f7f7 f 14 [Ar] 4s 3d 29 Cu: [Ar] 4s 3d 29 Cu: praxe

13 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.13 CHEMICKÉ CHOVÁNÍ ATOMŮ chemické chování je dáno uspořádáním valenčních elektronů u valenční elektrony – elektrony, jimiž se atom liší od konfigurace předchozího netečného plynu u stabilní – plně obsazené s a p atomové orbitaly u nejreaktivnější atomy – blíží se svou strukturou (elektronovou konfigurací) vzácným plynům alkalické kovy, halogeny základní stav + E  excitovaný stav

14 Obecná chemie. Periodická tabulka.14 PERIODICKÝ ZÁKON /1 Drahý Dmitriji Ivániči, tak už se na Tebe nezlobím. To, jak jsi mi počmáral karty těmi Tvými symboly prvků. Cestou domů jsem si s nimi ve vlaku vykládal pasiáns a to bys nevěřil, co mi vyšlo... (Jára Cimrman D. I. Mendělejevovi, 1867) Dmitrij Ivanovič Mendělejev Tobolsk – Petrohrad 1867 periodická tabulka prvků Český chemik Bohuslav Brauner propagoval tabulku u nás.

15 Obecná chemie. Periodická tabulka.15 PERIODICKÝ ZÁKON /2 Periodický zákon (1869) původní znění Fyzikální a chemické vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na jejich atomové hmotnosti. Dnešní znění Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla Z. záměna pořadí některých prvků

16 Obecná chemie. Periodická tabulka.16 PERIODICKÝ ZÁKON /3 Důsledky periodického zákona u předpověď a následující objevy do té doby neznámých prvků u 1875 galium u 1879 skandium u 1886 germanium u na základě postavení prvku v řadě lze odhadnout jeho vlastnosti

17 Obecná chemie. Periodická tabulka.17 PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ

18 Obecná chemie. Periodická tabulka Vzácné plyny (0. skupina) u valenční elektrony – ns 2 np 6 (elektronový oktet) u stabilní prvky – plně obsazené s a p atomové orbitaly u 54 Xe: [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 2. Nepřechodné prvky doplňují u ns atomové orbitaly  s-prvky (typické kovy) u ns, np atomové orbitaly  p-prvky (většinou nekovy) u stálé oxidační číslo, ve sloučeninách bezbarvé 3. Přechodné prvky doplňují u ns, (n – 1)d atomové orbitaly  d-prvky (kovy) u více oxidačních čísel, ionty barevné u tvoří komplexní sloučeniny KLASIFIKACE PRVKŮ /1

19 Obecná chemie. Periodická tabulka Vnitřně přechodné prvky u doplňují u ns, (n – 2) f, (n – 1) d atomové orbitaly  f-prvky (kovy) u 2 vnější vrstvy shodné (n – 1) s 2 np 6 (n – 1) d 1 ns 2 u lanthanoidy – 57 La + 14 prvků (Z = 58-71) u aktinoidy (transurany) – 89 Ac + 14 prvků (Z = ) KLASIFIKACE PRVKŮ /2 Memotechnická pomůcka Laciné Ceny Prasat Nedovolily Prométheovi Smésti Evropu, Gdyž Théby Dýchaly Horkou Erotikou Tmavého Ybišku Lučního...

20 Obecná chemie. Periodická tabulka.20 obecně nízké atomové číslo Z u zemská kůra 8 O – 49,13 %; 14 Si – 26,00 %; 13 Al – 7,45 % u atmosféra 7 N – 78,08 %; 8 O – 20,95 %; 18 Ar – 0,93 %; CO 2 – 0,03 % CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? u biogenní prvky u nekovy 6 C, 1 H, 16 O, 14 N, 15 P, 16 S, 14 Si u kovy 11 Na, 19 K, 20 Ca, 12 Mg, 26 Fe 1. Výskyt prvků v přírodě

21 Obecná chemie. Periodická tabulka.21 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? plyny tuhé látky kapalné (brom, rtuť) n.p. 2. skupenství

22 Obecná chemie. Periodická tabulka.22 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? klesá roste 3. velikost atomů (platí pro nepřechodné prvky)

23 Obecná chemie. Periodická tabulka.23 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 4. ionizační energie – I A [eV] Li520 kJ/mol N1400 kJ/mol Ne2081 kJ/mol

24 Obecná chemie. Periodická tabulka.24 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 5. elektronová afinita – E A [eV]   + M(g)Ee elektronegativita X  schopnost poutat elektrony Pauling (1932) pro vodík X H = 2,1 elektronegativní 0,7 3,1 3,9 elektropozitivní elektronegativní Fr Cl F

25 Obecná chemie. Periodická tabulka.25 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? kovy elektropozitivní Me n+ nekovy elektronegativní Me n– 6. elektronegativita

26 Obecná chemie. Periodická tabulka.26 CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? oxidační číslo – náboj, který by měl atom prvku, kdyby elektrony každé chemické vazby patřily elektronegativnějšímu atomu maximální oxidační číslo udává číslo skupiny

27 Obecná chemie. Chemická vazba.27 CHEMICKÁ VAZBA Molekuly – soubory atomů poutaných chemickou vazbou u homonukleární (H 2, N 2,…) u heteronukleární (H 2 SO 4, Be(NO 3 ) 2,…) u makromolekulární Vznikají chemickou reakcí Proč? u přiblížením atomů dojde k přeskupení valenčních elektronů  stabilnější útvar (ztráta energie – E) Elektronová teorie chemické vazby snaha atomu v molekule dosáhnout stabilní elektronové konfigurace (vzácný plyn) u předáním elektronu – iontová vazba u sdílením elektronového páru – kovalentní vazba

28 Obecná chemie. Chemická vazba.28 CHEMICKÁ VAZBA Pevnost vazby – disociační energie vazby [kJ/mol] Délka vazby – [pm] Polarita vazby – souvisí s elektronegativitou u kovalentníX < 0,4 u polární0,4 < X < 1,7 u iontováX > 1,7 délka vazby Iontová vazba u extrémní případ kovalentní vazby u elektrostatické síly mezi ionty    +

29 Obecná chemie. Chemická vazba.29 TEORIE VALENČNÍ VAZBY Valenční vazba Pauling C. L. (1901–1994) u překryv AO – valenčních elektronů u elektrony se liší spinem u vznik na spojnici jader nevazebné elektrony (volné elektronové páry) u neúčastní se kovalentní vazby u volné elektronové páry umožňují vznik koordinačně kovalentní vazby

30 Obecná chemie. Chemická vazba.30 KOVALENTNÍ VAZBA E dis 0 H 2 Energie [kJ/mol] R ab [pm] rcrc HH E dis = pevnost vazby r c = délka vazby

31 Obecná chemie. Chemická vazba.31 HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /1 Hybridizace AO = energetické sjednocení AO  4 hybridní orbitaly sp 3 1s2s2p 6 C: Základní stav atomu, C je 2-vazný Excitovaný stav C je 4-vazný, orbitaly nejsou energeticky ekvivalentní 6 C*: + 4 H  6 C*:

32 Obecná chemie. Chemická vazba.32 HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /2 H H H H C sp 3 4 x sp 3

33 Obecná chemie. Chemická vazba.33 VAZBA TYPU  (sigma) ss ssss ps spsp Maximální hustota na spojnici atomových jader

34 Obecná chemie. Chemická vazba.34 VAZBA TYPU  pzpz pzpz p z  p z Maximální hustota mimo spojnici atomových jader (násobné vazby)

35 Obecná chemie. Chemická vazba.35 TEORIE MOLEKULOVÝCH ORBITALŮ  * protivazebný MO  vazebný MO 1s AO Energie H 2 x He

36 Obecná chemie. Chemická vazba.36 DATIVNÍ KOVALENTNÍ VAZBA H H H H+H+ N H H H H N +

37 Obecná chemie. Chemická vazba.37 Síly van der Waalsovy (J.D. van der Waals 1837 – 1923) u slabé vazby ( ~ 10 kJ/mol) u elektrostatická povaha u vzájemné přitahování dipólů SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /1 Dipólový moment kvantitativní vyjádření míry polarity vazby qq q+q+ r

38 Obecná chemie. Chemická vazba.38 SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /2 O Vazba H-můstkem (O, N, F) H H H H H H O O O H H O H H O H H ++ ++  ++ ++ ++ ++ ++ ++ ++ ++

39 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.39 SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK u tuhé látky u kapalné skupenství u plynné skupenství u (plazma) tekutiny rozhodující 1.teplota 2.tlak 3.velikosti soudržných sil dané charakterem částic

40 Obecná chemie. Chemická vazba.40 u iontové krystaly (NaCl) VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU /1 Silně elektropozitivní atomy (Na + ) poutány elektrostatickými silami se silně elektronegativními atomy (Cl  ) Na + Cl  u vysoké body tání u rozpustné v polárních rozpouštědlech u křehké u roztoky a taveniny elektricky vodivé

41 Obecná chemie. Chemická vazba.41 u molekulové krystaly (jód, síra) – slabé vazby VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU/2 u nízké body tání u měkké a těkavé u rozpustné v nepolárních rozpouštědlech S8S8 S jód

42 Obecná chemie. Chemická vazba.42 u atomové krystaly (diamant x SiO 2, BN) u pevné kovalentní vazby u lokalizované vazby VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU/3 u vysoké body tání u nerozpustné u tvrdé u elektricky nevodivé

43 Obecná chemie. Chemická vazba.43 u kovové krystaly – kovová vazba u delokalizované vazby u plošně nebo tělesově centrovaná krychlová mřížka u šesterečná soustava VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU/4 u vysoké body tání u nerozpustné u tvrdé u elektricky a tepelně vodivé Cu

44 Obecná chemie. Chemická vazba.44 vychází z teorie MO LCAO PÁSOVÝ MODEL ELEKTRONOVÉ STRUKTURY TUHÝCH LÁTEK E EE

45 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.45 SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK plynný stav  molekuly na sebe vzájemně nepůsobí (ideální plyn) p = tlak plynu V = objem plynu T = absolutní teplota R = univerzální plynová konstanta = 8,314 Jmol  1 K  1 n = počet molů nRkonst T pV 

46 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.46 IZOTERMNÍ DĚJ Zákon Boyle  Mariottův konst.pV  T1T1 T2T2

47 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.47 DALŠÍ DĚJE Děj izobarický Zákon Gay  Lusacův konst.p  k 2 Tp  Děj izochorický Zákon Charlesův konst.V  k 1 TV  p (V) T p 0 (V 0 )  273,15 koeficient tepelné roztažnosti plynů 273,15 1 α  αT)(1pp 0T   αT)(1VV 0T  

48 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.48 VZTAHY PRO PLYNY Směsi plynů (Daltonův zákon) parciální tlak Stavová rovnice pro reálný plyn (van der Waalsova)   i i pp   i i VV pxp n n p A i i A A   VxV n n V A i i A A   parciální objem () RTbV V a p m 2 m          

49 Obecná chemie.49 Konec


Stáhnout ppt "OBECNÁ CHEMIE ELEKTRONOVÝ OBAL Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003."

Podobné prezentace


Reklamy Google