Twoim problemem jest to, że powszechną NICOŚĆ mylisz z osobistą PUSTKĄ
1.Scharakteryzować 4 liczby kwantowe
Wyróżniamy 4 liczby kwantowe:
-główną liczbe kwantową n(1…7), mowiaca o głównym poziomie energetycznym, na którym znajduje się elektron(okresla powloke,czasem oznaczona literami:K…Q)
-poboczna liczbe kwantowa l (maksymalna wartosc l=n-1;zakres 0…n-1),opisując kształt orbitalu(kulisty s dla l=0; „ósemka” p dla l=1)i określającą podpoziom energetyczny.
-Magnetyczną liczbę kwantową m, określającą ilosć i wzajemne położenie orbitali danej powłoki. Przyjmuje wartosci od-1 do 1, łącznie z zerem,a więc ilość orbitali w danej podpowłoce określa wzór 2*/+1(s-1, p-3, d-5, f-7).
Spinową liczbe kwantową(krótko spin) przyjmującą tylko jedną z dwóch wartości +1/2 i -1/2, określając jednoznacznie dwa przeciwne kierunki
Liczby kwantowe:
a) Główna n – wartości: 1,2,3…; liczba możliwych wartości: dowolna
b) Orbitalna, l – wartości:1,2,…,(n-1), licz.mozl.wartosci: n
c) Magnetyczna, m –wartości: 0,+/-1, +/-2,…,=/-l; licz.moz.wart.: 2l+1
d) Spinowa, s- wartości:1/2; liczba moz.wart.:1
e) Magnetyczna spinowa, ms- wartości: +/-1/2: licz.mozl.wart.:2s+1=2
2.Wyjaśnić istotę zakazu Pauliego i reguły Hunda.
Zakaz Pauliego.Ponieważ każdy elektron umiejscowiony jest na konkretnym orbitalu(magnetyczna liczba kwantowa), zatem od innego elektronu na tym samym orbitalu różnić się może (i musi) tylko spinem. Ponieważ kwantowa liczba spinowa przyjmuje tylko jedną z dwóch możliwych wartości (+1/2 i -1/2) stąd wniosek, że na konkretnym orbitalu mogą być osadzone najwyżej dwa elektrony(o przeciwnych spinach).
Reguła Hunda. Obsadzenie nowego typu orbitali dokonuje się dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali niższego typu: np. w kolijności- (s1-s2) poźniej (px)1-(py)1-(pz)1 (wszystkie p równoległe, tzn. o takich samych spinach) a dopiero później (px)2-(py)2-(pz)2.
Kolejność wypełniania orbitali wg reguły Hunda:
3. Omówić rozmieszczenie elektronów w powłokach atomów
Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Zajmują one kolejne orbitale zaczynając od najniższych poziomów energetycznych. Kolejność zajmowania poszczególnych poziomów jest następująca: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d.
4.Podać konfigurację elektronową dowolnego pierwiastka.
14Si: 1s²2s²2p63s²3p²
20Ca: 1s²2s²2p63s²3p64s²
5.Przedstawić budowę układu okresowego pierwiastków.
Współczesny wygląd ukłau okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzedach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomw, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do pdzielenia układu okresowego na bloki: s i p( grupy główne), d( grupy poboczne) oraz f(lantanowce i aktynowce). W wiekszości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego grupy głowne sa rozdzielone za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest „wyciągnięty” pod połączone bloki s,p i d.
Współczesny układ okresowy(z rozdzielonymi blokami s,p,d i f) jest dobrym sposobem na przedstawienie zależności własności chemicznych od miejsca w układzie.
Pierwsze dwie grupy główne (oprócz wodoru) grupują atomy o bardzo silnych właściwościach metalicznych, zaś trzy przedostatnie(grupy V,VI i VII) grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych właściwościach niemetalicznych. Wreszcie grupa VIII to gazy szlachetne. Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół( w kierunku coraz wyszej liczby atomowej) nastepuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co w obrębie grup od V do VIII przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych. Stąd „najbardziej metaliczny” jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I- frans, a „najbardziej niemetaliczny” jest atom na samej górze grupy VII-fluor. Wszystkie atomy grup pobocznych, a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej suntelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.
6.Wyjaśnić różnicę w budowie atomów grup głównych i pobocznych.
Wszstkie atomy grup pobocznych, a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.
7. Przedstawić zmiany właściwości pierwiastków w układzie okresowym
W obrębie okresów, przechodząc od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej do pierwiastków o większej liczbie atomowej obserwowana jest zmiana właściwości od metalicznych do niemetalicznych, a także zwiekszenie się elektroujemności. Granica pomiędzy niemetalami i metalami (właściwie jest to raczej płynne przejście, a nie ścisła granica) biegnie ukośnie przez układ okresowy.
8. Podac właściwości pierwiastków grup głównych.
Mamy, więc 8 grup głównych oznaczonych kolejno symbolami: IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,VIIIA.
Nazwa każdej grupy i podgrupy wywodzi się od nazwy pierwszego pierwiastkaw grupie lub podgrupie. Nazwy grup głównych A: I-litowce,II-berylowce,III-borowce,IV-węglowce, V-azotowce, VI- tlenowce, VII- fluorowce, VIII- helowce ( zwane też gazami szlachetnymi).
Dzieląc grupy główne układu okresowego przekątną przeprowadzoną od berylu do polonu, dokonujemy w przybliżeniu podziału pierwiastków tych grup na metale niemetale. Po lewej stronie przekątnej zgrupowane są metale, natomiast po prawej niemetale. Im bardziej oddalimy się od przekątnej w prawo , tym bardziej- odczytane w układzie pierwiastki będą miały właściwości charaktrystyczne dla niemetali i odwrotnie, im bardziej oddalimy się od przekątnej w lewo, tym bardziej znajdujące się tam pierwiastki mają właściwości metaliczne. W pobliżu i na przekątnej znajdziemy pierwiastki, które w związkach wykazują właściwości obojnacze: metaliczne i niemetaliczne. Pierwiastki należące do tej samej kolumny/grupy/układu okresowego mają zbliżone właściwości chemiczne, gdyż mają tę samą liczbę i konfigurację elktronów walencyjnych.
9.Podać właściwości pierwiastków przejściowych.
10.Wyjaśnić zmiany potencjału jonizacyjnego w obrębie grupy i okresu.
Potencjał jonizacyjny (lub energia jonizacji) atomu lub cząsteczki- najmniejsza energia jaką trzeba dostarczyć by oderwać elektron od atomu/ cząsteczki znajdującego się w stanie podstawowym. Używa się określenia pierwszy, drugi, trzeci, n-ty potencjał jonizacyjny, oznacza wówczas energię oderwania n-tego elektronu przy wcześniejszym oderwaniu n-1 elektronu. Kolejne, szczególnie pierwszy, potencjały jonizujące są wielkościami charakterystyczne dla atomów i cząsteczek, decydują o ich własnościach fizycznych i chemicznych i dlatego podawane są w tabelach pierwiastków. Energię jonizacji podaje się w jednostkach energii na atom(elektronowolt na atom) lub na mol atomów (kilodżul/mol).
11.Wyjaśnić pojęcie elektroujemności, zmiany elektroujemności i właściwości pierwiastka w zależności do położenia w układzie okresowym.
Elektroujemność jest to zdolność danego pierwiastka do przyciągania elektronów. Według skali wprowadzonej przez Linusa Paulinga największą elektroujemność ma fluor(4,0), a najmniejszą frans(0,7).Dużą wartość elektroujemności wykazują niemetale, natomiast metale charakteryzują się małymi wartościami elektroujemności. Elektrony walencyjne w atomach metali są słabo związane i w reakcjach chemicznych łatwo mogą zostać oderwane, a atomy metali stają się kationami(jonami dodatnimi).Natomiast atomy niemetali silniej wiążą swoje elektrony walencyjne,co powoduje,że trudniej je oderwać w reakcjach chemicznych. Jeśli analizujemy zmianę elektroujemności w obrębie grup i okresów można zauważyć dwa ogólne kierunki zmian. Elektroujemność rośnie w okresach od strony lewej do prawej. W grupach zmniejszy się przy przejściu od pierwiastków o mniejszych liczbach atomowych do pierwiastków o większych liczbach atomowych.
12.Przedstawić rodzaje wiązań chemicznych.
Rodzaje wiązań:
-jonowe(gdy różnica elektroujemności>50%) tworzą pierwiastki o maksymalnej różnicy elektroujemności(I i II oraz VII grupa układu okresowego)
-konwalencyjne/atomowe(gdy różnica elektroujemności<50%) koordynacyjne, wodorowe wiązania kowalencyjne wspólne pary elektronowe nałożenie orbitali atomowych
-metaliczne
13.Scharakteryzować wiązania jonowe
Wiązania jonowe(inaczej elektrowalencyjne,heteropolarne lub biegunowe) jest to rodzaj wiązania chemicznego.Istotą tego wiązania jest elektrostatyczne oddziaływanie między jonami o różnoimiennych ładunkach. Wiązanie to powstaje między atomami o dużej(umownie większej niż 1,7 w skali Paulinga) różnicy elektroujemności. Największy udział tego rodzaju wiązania można zaobserwować w związkach litowców z fluorowcami. Związki,w których ono występuje, są zdolne do dysocjacji elektrolitycznej,tzn.do rozpadu na wolne jony. Stopy i roztwory związków chemicznych, w których występuje wiązanie jonowe są elektorlitami,tzn.są zdolne do przewodzenia prądu elektrycznego. W kryształach substancji jonowych, nośnik ładunku(jony) są „więźniami” sieci krystalicznej. W stopniach lub rozpuszczonych kryształach jony są z niej uwolnione i są zdolne przewodzić prąd elektryczny.
14. Scharakteryzować wiązania kowalencyjne.
Wiązania kowalencyjne dzielimy na niespolaryzowane i spolaryzowane. Para elektronowa wiązania niespolaryzowanego należy w równym stopniu do obu atomów, natomiast w wiązaniu spolaryzowanym elektrony przesunięte są w kierunku jednego z atomów. W klasyfikacji wiązań chemicznych wyróżnia się czasem wiązania atomowe, wystepujące między dwoma atomami tego samego pierwiastka, nie ma jednak powodu uważać je za istotnie różne od wiązań kowalencyjnych tworzonych przez atomy różnych pierwiastków. Wiązania atomowe są(w cząsteczkach dwuatomowych w energetycznych stanach podstawowych) zawsze niespolaryzowane. Wiązania zaznaczone kreską we wzorach strukturalnych związków chemicznych oznaczają zwykle wiązania kowalencyjne w wąskim znaczeniu oraz atomowe. Wiązania koordynacyjne oznacza się albo strzałkami, skierowanymi w stronę receptora elektronów, albo zwykłymi kreskami(zaznaczając lub nie denora i akceptora za pomocą odpowiednich znaków + i -. Wg teorii orbitali molekularnych, współdzielone elektrony znajdują się na wspólnych orbitalach molekularnych, które powstają w wyniku nakładania się odpowiednich orbitali atomowych. Wszystkie elektrony na wszystkich orbitalach molekularnych tworzą tzw. chmurę elektronową otaczającą oba połączone atomy. Ze względu sposób nakładania się orbitali atomowych tworzących orbitale molekularne rozróżnia się wiązania σ i π. Wiązania σ powstają w wyniku czołowego nakładania się orbitali atomowych, zaś wiązania π w wyniku nakładania bocznego.
15. Podać przykłady polaryzacji cząsteczek związków.
16. Wyjaśnić regułę oktetu na kilku wybranych związkach chemicznych.
Reguła oktetu(zwana także regułą helowca)-atomy pierwiastków dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliżej położonego gazu szlachetnego w układzie okresowym pierwiastków, czyli do uzyskania układu oktetu(ośmiu) elektronów walencyjnych(z wyjątkiam dążenia do uzyskania konfiguracji helu, posiadającego jedynie dwa elektrony). Atomy osiągają to przez oddanie, przyjęcie lub uwspólnienie elektronów z innym atomem. Reguła oktetu wynika z korzystnego energetycznie całkowitego zapełnieni orbitali s(2 elektrony) i p(6 elektronów) znajdujących się na powłokach walencyjnych pierwiastków grup głównych.
17. Omówić budowę cząsteczeka metanu, wody i amoniaku.
18. Wiązania koordynacyjne
Wiązania koordynacyjne to rodzaj kowalencyjnego wiązania chemicznego. Istotą tego wiązania jest uwspólnienie pary elektronowej między dwoma atomami, przy czym oba te elektrony formalnie pochodzą od jednego atomu. Wiązanie koordynacyjne jest zazwyczaj klasyfikowane jako podtyp wiązania kowalencyjnego. Różnica między wiązaniem kowalencyjnym a koordynacyjnym polega głównie na źródle współdzielonych elektronów, jak i inne jego cechy często nie odbiegają od zwykłych wiązań kowalencyjnych, w których współdzielone elektrony należą od obu atomów.
19.Scharakteryzować budowę jonów amonowego i hydronowego.
Jon amonowy to jon powstający przez przyłączenie jonu wodorowego do cząsteczki amoniaku. Tworzy się w roztworze wodnym amoniaku(NH₃+H₂O→Nh₄⁺+OH⁻). Występuje w solach amonowych. Jego cząsteczka ma kształt regularnego tetraedru. Jon amonowy wykazuje podobne właściwości do jonów litowców(w szczególności do jonu K⁺). Podobieństwo jest na tyle silne, że udaje się nawet uzyskać amalgamat amonu. Tworzy się on podczas elektrolizy soli amonu z użyciem katody rtęciowej, jak również w wyniku działania na stężone roztwory soli amonu amalgamatem sodu.
Jon hydroniowy(jon oksoniowy, jon hydronowy) jest to uwolniony kation wodorowy H₃O⁺. W rotworach wodnych powstaje w wyniku autodysocjacjinwody:2 H₂O→H₃O⁺+OH⁻) oraz dysocjacji kwasów; ulega dalszej hydratacji. Występuje również w kryształach monohydrantów mocnych kwasów(np. kwasu nadchlorowego HClO₄) i superkwasów. Jest silnym kwasem Lewisa, jego pKa=-1,7 (w 25⁰C). W czystej wodzie jego stężenie wynosi 10⁻⁷ mol/dm3, w roztworach kwaśnych jest wieksze.
20. Omówić budowe atomu węgla w stanie hybrydyzacji.
Hybrydyzjacja- w chemii kwantowej to matematyczne przekształcenie funkcji orbitalnych, polegające na „skrzyżowaniu” dwóch lub więcej orbitali atomowych, na skutek czego powstają nowe orbitale, posiadające inny kształt i energię. W istocie hybrydyzacja jest operacją matematyczną ułatwiającą skonstruowanie teorii orbitali walencyjnych, a nie rzeczywistym zjawiskiem fizycznym. Teoria hybrydyzacji została stworzona, aby wyjaśnić zmienną wartościowość pierwiastków oraz ich zdolność do tworzenia wiązań o różnych kątach, w różnych związkach chemicznych. Zrozumienie zasad hybrydyzacji jest pomocne przy teorii powstawania orbitali molekularnych. Koncepcja hybrydyzacji pojawia się w teorii wiązań kowalencyjnych. Orbitale wiązań chemicznych tworzy się nie ze „zwykłych” orbitali atomowych(jak w metodzie orbitali molekularnych) lecz z ich kombinacji liniowych- czyli hybryd. Hybrydy te tworzy się w taki sposób, by były „skierowane” wzdłuż osi wiązania. Nie ma sensu stwierdzenie, że hybrydyzacja wyjaśnia kształt cząstek(np. cząsteczki metanu). Przeciwnie- to z informacji o kształcie i symetrii cząsteczki wnioskuje się, jakiej użyć hybrydyzacji. Zastosowanie hybrydyzacji pozwala przedstawić orbital wiążący danego wiązania za pomocą kombinacji dwóch orbitali atomowych zhybrydyzowanych,po jednym od każdego z atomów tworzących wiązanie. Jest to koncepcyjne uproszczenie w stosunku do „zwykłej” metody LCAO MO, w której orbital molekularny jest zwykle kombinacją kilku, kilkunastu lub nawet kilkudziesięciu orbitali atomowych.
21. Wyjaśnić na przykładach budowę wiązania wodorowego.
Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności , a atomem z wolnymi parami elektronowymi. W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu uniwersalnego występują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich wiązanie wodorowe. O istnieniu tego rodzaju wiązania świadczą wyjątkowo wysokie temperatury wrzenia wody, amoniaku i fluowodoru. Jest ono utworzone przez atom wodoru położony między dwoma małymi, silnie elektroujemnymi atomami zawierającymi wolne pary elektronowe. Donorami wolnych par elektronowych w szczególności atomy N,O i F. Wiązanie wodorowe oznacza się kropkami, by odróżnić je od prawdziwego wiązania kowalencyjnego, np. we wzorze:
Aby zrozumieć powstawanie wiązania wodorowego, posłużymy się cząsteczką wody w której mamy silnie spolaryzowane wiązanie O-H. Elektroujemny atom O silnie przyciąga elektrony wiązania, co powoduje, że atom H uzyskuje duży cząstkowy ładunek dodatni. Dodatnio naładowany atom wodoru jest silnie przyciągany przez jedną z wolnych par elektronów atomu O sąsiedniej cząsteczki wody. W wyniku silnego oddziaływania wolnej pary elektronowej o ładunku ujemnym i cząstkowego ładunku dodatniego powstaje wiązanie.
22. Omówić istotę wiązania metalicznego i związane z tym właściwości metali.
Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metanu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną. W temperaturze pokojowej są to ciała stałe o dużej wytrzymałości, mające specyficzny połysk, nie przepuszczające światła, plastyczne(tzn. kowalne) oraz dobrze przewodząc e ciepło i prąd elektryczny. Te pozornie niezależne od siebie właściwości mają wspólne podłoże na szczeblu atomowym: elektrony w zewnętrznych powłokach atomów metali(elektrony walencyjne) są bardzo słabo związane z resztą atomu- tworzą gaz elektronowy. Obecność tego gazu jest z kolei, podstawą wiązań międzyatomowych metalu. Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrzynych powłok elektronowych atomów. Mechanizm powstawania wiązania metalicznego wyjaśnimy na przykładzie atomu metalu o jednym elektronie walencyjnym, np. atomu sodu. Atom sodu w stanie podstawowym ma następującą konfigurację elektronową Na-1s²2s²2p⁶3s1. Z takiego zapisu wynika, że elektron walencyjny(3s1) otacza chmurą elektronową jon sodu Na⁺, składający się z jądra i silnie z nim związanych pozostałych elektronów w powłokach 1s,2s,2p. Jeżeli przez zbliżenie dwóch atomów sodu utworzymy cząsteczkę Na₂, elektrony walencyjne( dzięki słabemu wiązaniu z atomem macierzystym) będą się swobodnie poruszać „na terenie” całej cząsteczki. Podobnie, jeżeli zbliżymy do siebie większą ilość atomów, tworząc w ten sposób kryształ sodu, elektrony walencyjne nie pozostaną zlokalizowane przy „swoich” atomach, lecz będą poruszać się w objętości całego kryształu. Tak więc metal(sód) składa się z sieci dodatnich jonów, zanurzonych w gazie swobodnie poruszających się elektronów walencyjnych, które straciły bezpośredni związek z atomami macierzystymi i stanowią niejako wspólną własność wszystkich jonów równocześnie. Ten gaz elektronowy tworzy rodzaj kleju przenikejącego przestrzeń międzyjonową, który przez oddziaływanie elektrostatyczne „wciąga” w siebie dodatnie jony, gęsto je przez to upakowując. Takie wzajemne przyciąganie jonów i gazu elektronowego stanowi istotę wiązania metalicznego.
23. Pierwiastek, związek i wzór chemiczny-obliczenia składu% zw. Chemicznego i wzoru chemicznego ze składu %
24. Mol, masa molowa, objętość molowa, liczba Avogadro.
Liczba atomowa- liczba protonów w jądzrze, określa jednoznacznie pierwiastek(wszystkie atomy o liczbie atomowej 6 tworzą pierwiastek węgiel). Atomy są elektrycznie obojętne a więc liczba atomowa jest również równa liczbie elekronów.
Liczba masowa- liczba określająca sumaryczną ilość protonów i neutronów w jądrze
A X A- liczba masowa
Z Z- liczba atomowa
X- symbol pierwiastka
Jednostka masy atomowej- jest to 1/12 masy atomu izotopu węgla C , oznaczona jest symbolem u(unit): u=1,66057*10⁻²⁷kg(10⁻²⁴g).
Mol- miarą liczebności materii jest mol, czyli ilość substancji, która zawiera taką liczbe atomów, cząstek, jonów, bądź cząsteczek materialnych, ile atomów znajduje się w 12g węgla C. Ilość ta wynosi: 1 mol=6,023*10²3 jednostek
Nosi ona nazwę liczby Avogarda i jest oznaczona literą Na.
Masa molowa- jest to masa jednego mola materii. Często mylona z masą cząsteczkową,lecz liczbowo jest równa tej wartości. Jednostką masy molowej w układzie Sl jest kg/mol, chociaż cześciej wyrażana jest w jednostce pochodnej g/mol. Jednostka g/mol jest powszechnie stosowana jako znacznie wygodniejsza w użyciu, gdyż wyrażona masa molowa jest liczbowo równa względnej masie molowej oraz podobna do wartości liczby masowej.
Przykłady:
- dla wodoru H2 masa molowa=2g/mol=0,002kg/mol
- dla wody H2O masa molowa=18g/mol=0,018kg/mol.