Chemia+-+skrypt+-+1+koło (1).pdf

(650 KB) Pobierz
1
1. Maksymalne liczby elektronów na poszczególnych powłokach i podpowłokach atomu (powłoki
1÷3)
n
1
2
3
powłoka
K
L
M
l
0
0
1
0
1
2
podpowłoka
1s
2s
2p
3s
3p
3d
m
0
0
-1, 0, 1
0
-1, 0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
liczba orbitali
1
1
3
1
3
5
maksymalna liczba elektronów
2
2
6
2
6
10
2. Podad konfiguracje elektronową atomów.
[
24
Cr]= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
5
[
29
Cu]=1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
[
47
Ag]=1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
4d
10
3. Energia jonizacji pierwiastków: definicja, zmiany w układzie okresowym, analiza zmian
I
1
, I
2
, I
3
dla sodu i magnezu z komentarzem.
Energia jonizacji-
najmniejsza energia potrzebna do oderwania elektronu (odrywanie kolejnych
elektronów wymaga coraz większej energii).
W układzie okresowym: maleje w kierunku lewym i dolnym (bez grupy XVIII).
I
1
- pierwsza energia jonizacji atomu, I
2
-energia jonizacji kationu pojedynczo naładowanego,
I
3
- energia jonizacji kationu podwójnie naładowanego. Energia jonizacji wzrasta wraz z kolejnymi
etapami jonizacji (I
1
<I
2
<I
3
).
[Na]:
I
1
= 490 kJ/mol
Elektron walencyjny (na 3 powłoce-M) jest przyciągany przez jądro atomowe o
I
2
=4560 kJ/mol
ładunku +11. Jądro jest jednak ekranowane(pomniejszane) przez 10 elektronów z
powłok wewnętrznych (K i L) tak, że efektywny ładunek jądra jest zmniejszony do
+1. Więc elektron z powłoki M jest stosunkowo łatwo oderwad. ,Na -> Na
+
+ 1e
-
}.
I
2
dotyczy oderwania drugiego elektronu, ale już od kationu sodu Na
+
. Ładunek elektryczny jądra
(+11) działający na elektron z powłoki L(n=2) jest ekranowany przez 2 elektrony powłoki wewnętrznej
K(n=1) i wynosi +11-2=+9, więc jest o wiele większy niż w poprzedniej sytuacji. Oderwanie elektronu z
powłoki L od kationu sodu Na
+
wymaga więc wielokrotnie większej energii ,Na
+
->Na
2+
+1e
-
}.
Wniosek: I
2
jest dużo większa od pierwszej ponieważ odrywany elektron znajduje się bliżej jądra i jest
przyciągany przez o wiele większy efektywny ładunek jądra.
4.
Elektroujemnośd pierwiastków: definicja, skala Paulinga, przykładowe wartości, przydatnośd
pojęcia.
Elektroujemnośd
to zdolnośd atomu do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania
chemicznego.
Skala Paulinga to skala elektroujemności. Na skali miarą różnicy elektroujemności pierwiastków jest
różnica energii wiązania (A-B) lub średnia energia wiązao (A-A). Elektroujemnośd rośnie ze wzrostem
liczby atomowej w okresach i maleje w grupach UO.
Pomaga w określeniu rodzaju wiązania pomiędzy pierwiastkami.
0<ΔE<0.4 –wiązanie kowalencyjne atomowe;
0.4< ΔE<1.7 –wiązanie kowalencyjne spolaryzowane;
ΔE>1.7
–wiązanie jonowe.
2
5. Skala Allreda i Rochowa.
Skala Allreda i Rochowa to skala elektroujemności oparta na pojęciu „siły przyciągania” elektronów
przez jądra atomów.
r- promieo atomowy
Z- liczba atomowa
S- stała ekranowania
6. Promieo atomowy i jonowy- zmiany w UO.
Promieo atomowy (odległośd najdalej położonych ze sobą elektronów atomu)
w grupach rośnie w kierunku dolnym, w wyniku obsadzania przez elektrony kolejnych
powłok.
w okresach objętości atomów są największe w grupie 1, maleją ze wzrostem liczby atomowej
wskutek wzrostu ładunku jądra. (gazy szlachetne mają zwiększoną objętośd)
Promieo jonowy (odległośd najdalej położonych ze sobą elektronów jonów)
kation jest zawsze mniejszy od macierzystego atomu (tym mniejszy im więcej stracił
elektronów)
anion jest większy od atomu (im więcej elektronów przyjął tym większ
7. Wiązanie chemiczne w świetle mechaniki kwantowej – teoria MO: ogólne założenia, pojęcie
orbitali wiążących i antywiążących.
W teorii MO traktujemy cząstkę jako całośd. Każdy elektron porusza się w polu potencjału jąder i
uśrednionego potencjału powstałych jąder. Orbitale molekularne będą określane liczbami
kwantowymi. Im silniej będą nakrywały się orbitale tym silniejsze wiązanie. Charakterystyczne dla
teorii MO jest to że zachowanie elektronu w cząsteczce opisują dwa orbitale molekularne o różnych
energiach( wiążące i antywiążące).
n (główna) - energia elektronu;
l (poboczna) – orbitalny moment pędu elektronu;
m (magnetyczna) – rzut momentu pędu elektronu;
s (spinowa) – spin elektronu;
m
s
(magnetyczna spinowa)– rzut spinu elektronu w przestrzeni na wyróżniony kierunek w przestrzeni.
Zakaz Pauliego-
w atomie wieloelektrodowym dwa elektrony nie mogą znajdowad się w takim samym
spinie kwantowym, czyli nie mogą mied identycznych wartości pięciu liczb kwantowych.
Reguła Hunda-
podczas zapełniania orbitali zdegenerowanych należy się kierowad tym, aby liczba
elektronów niesparowanych była jak największa.
Orbitalowi molekularnemu wiążącemu odpowiada energia niższa niż energia każdego z orbitali
atomowych.
Orbitalowi molekularnemu antywiążącemu odpowiada energia wyższa niż energia każdego z orbitali
atomowych.
8. Charakterystyka orbitali typu σ i π.
Orbitale σ powstają w wyniku czołowego nałożenia się orbitali s lub p (orbital σ nie ma płaszczyzn
węzłowych zawierających oś międzyjardową).
Orbitale π 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 dwie płaszczyzny węzłowe zawierające oś międzyjądrową.
3
9. Teoria MO: podad konfigurację elektronową cząsteczki: tlenu (uzasadnid paramagnetyzm tej
cząsteczki), fluoru (uzasadnid dlaczego wiązanie F-F jest słabe) lub azotu (uzasadnid dlaczego
wiązanie N-N jest silne) i podad rząd wiązania w każdym przypadku.
[O
2
]: (σ 1s)
2
(σ*1s)
2
(σ 2s)
2
(σ*2s)
2
(σ 2p)
2
(π 2p)
4
(π*2p
x
)
1
(π*2p
y
)
1
Tlen jest paramagnetyczny ponieważ posiada dwa niesparowane elektrony na orbitalach
antywiążących. Rząd wiązania: 2.
[F
2
]: (σ 1s)
2
(σ*1s)
2
(σ 2s)
2
(σ*2s)
2
(σ 2p)
2
(π 2p)
4
(π*2p
x
)
2
(π*2p
y
)
2
Słabe wiązanie spowodowane jest obecnością większej ilości elektronów umieszczonych na
orbitalach antywiążących. Rząd wiązania: 1.
[N
2
]: (σ 1s)
2
(σ*1s)
2
(σ 2s)
2
(σ*2s)
2
(π 2p)
4
(σ 2p)
2
Wiązanie N-N jest silne ponieważ energia wiązania jest duża a długośd wiązania krótka. Rząd
wiązania: 3. Im większy rząd wiązania tym trwałośd wiązania większa.
10. Scharakteryzowad pojecie hybrydyzacja orbitali.
Hybrydyzacja-
operacja matematyczna polegająca na utworzeniu liniowej kombinacji walencyjnych
orbitali atomowych. Nowe orbitale, zwane orbitalami zhybrydyzowanymi, mają taki sam kontur i
energię. Liczba orbitali zhybrydyzowanych jest równa liczbie orbitali atomowych wziętych do liniowej
kombinacji(zwanej czasami mieszaniem orbitali). Umożliwia wyjaśnienie kształtów cząsteczek.
11. Scharakteryzowad hybrydyzację: sp, sp
2
, sp
3
.
Hybrydyzacja sp- jest to hybrydyzacja diagonalna(linia prosta), kąt wynosi 180
o
. Jest
charakterystyczna dla związków takich jak BeCl
2
, CO
2,
CaH
2
.
Hybrydyzacja sp
2
- jest to hybrydyzacja trygonalna(trójkąt równoboczny), kąt wynosi 120
o
. (orbital s i
dwa p). Jest charakterystyczna dla związków takich jak BCl
3
, CH
3+
, CO
32-
, NO
3-
, NO
2-
, PbCl
2
.
Hybrydyzacja sp
3
- jest to hybrydyzacja tetraedyczna(czworościan foremny), kąt wynosi 109.5
o
. (dwa
orbitale 2s i dwa 2p). Ta hybrydyzacja jest charakterystyczna dla:
-związków węgla,
-krzemu,
-germanu,
-arsenu,
-fosforu.
12. Struktura cząsteczki amoniaku i wody: wyjaśnienie w oparciu o teorie hybrydyzacji orbitali.
W cząsteczce wody występuje wzajemne odpychanie się atomów wodoru, jednak te oddziaływania
nie spowodują utworzenia kąta 104.25
o
, lecz max 95
o
. Aby otrzymad taki właśnie kąt musi zajśd
hybrydyzacja (zmieszanie się) elektronów p z elektronami s wolnej pary elektronowej atomu tlenu. Ta
hybrydyzacja spowodowałaby utworzenie kąta blisko 120
o
, jednak połączenie hybrydyzacji oraz
odpychania się atomów wodoru spowoduje utworzenie właśnie takiej struktury cząsteczek wody.
W cząsteczce amoniaku występuje struktura piramidy trygonalnej o kącie 108
o
. struktura cząsteczki
amoniaku jest spowodowana wypadkową sił odpychania atomów wodoru oraz częściową
hybrydyzacją i ukierunkowaniem orbitali s i p. Odpychające działanie wolnych par elektronowych
wywiera wpływ na konfiguracje wiązao a tym samym na kształt cząsteczek.
13. Wiązania w węglowodorach, alkany: swobodna rotacja wokół wiązania C-C, konformacje
(definicja) charakterystyczne dla cząsteczki etanu.
4
Możliwośd swobodnego obrotu wokół wiązania powoduje że cząstki mogą występowad w różnej
konformacji, tzn. przyjmują rożne kształty.
Konformacja - układ przestrzenny całej cząsteczki mogący ulegad zmianom, bez zrywania wiązao
chemicznych. Cząsteczki chemiczne zmieniają swój kształt na skutek rotacji wokół wiązao
chemicznych tworzących je grup atomów względem innych grup atomów. Rotacja ta jest możliwa
tylko wokół wiązao pojedynczych i jest zablokowana w przypadku wiązao wielokrotnych. Może ona
byd też zablokowana na skutek tzw. zawady sterycznej, czyli tak dużych rozmiarów grup atomów, że
nie mogą się one względem siebie obracad, gdyż powodowałoby to nakładanie się na siebie
poszczególnych atomów w przestrzeni. Wiele cząsteczek chemicznych (np. dłuższe alkany) posiada
liczne wiązania, wokół których następuje stale trwająca rotacja grup atomów. Cząsteczki takie ciągle
zmieniają swój kształt, chod niektóre kształty mogą byd bardziej a inne mniej energetycznie
opłacalne. Rotacja ustępuje w bardzo niskich temperaturach.
14. Wiązania w węglowodorach, alkeny: czy możliwy jest swobodny obrót wokół wiązania C=C i
jakie są tego konsekwencje.
Swobodny obrót wokół wiązania C=C nie jest możliwy, ponieważ rotacja jest możliwa tylko dla wiązao
pojedynczych, przy wiązaniach wielokrotnych jest zablokowana. Dzięki temu występuje izomeria cis-
trans.
15. Długośd i siła wiązao C-C. Wnioski z analizy tych wielkości.
C-C (376 kJ/mol) (sp
3
) (0.154 nm)
C=C (611 kJ/mol) (sp
2
) (0.133 nm)
C C (835 kJ/mol) (sp) (0.120 nm)
16. Porównanie właściwości fizycznych (np. temperatury wrzenia) ditlenku węgla i ditlenku krzemu
i uzasadnienie różnicy w tych właściwościach.
CO
2
– t. wrz. -78
o
C
t. top. -57
o
C
gaz
o
o
SiO
2
– t. wrz. 2590 C t. top. 1713 C ciało stałe
Różnice wynikają z tego że cząsteczka CO
2
jest cząsteczką liniową a SiO
2
tworzy sied krystaliczną,
która zwiększa np. temperaturę topnienia, wrzenia, dlatego że w sieci krystalicznej występują inne
rodzaje wiązao niż w cząsteczce liniowej.
17. Porównanie ciepła uwodornienia cykloheksenu, cykloheksadienu i benzenu. Wnioski z
porównania.
Cykloheksen (jedno wiązanie podwójne) - -118 kJ/mol
Cykloheksa-1,3-dien (dwa wiązania podwójne) - - 230 kJ/mol *prawie 2 razy więcej niż cykloheksen+
Teoretycznie benzen powinien mied 3 razy większą wartośd niż cykloheksen, czyli -356 kJ/mol, jednak
wartośd ciepła uwodornienia dla benzenu wynosi -206 kJ/mol (jest o 150 kJ/mol mniejsza od
przewidywanej).
Wniosek: Benzen posiada dodatkowy efekt stabilizującym który nadaje mu większą trwałośd niż ta
oczekiwana (wydziela mniej energii podczas uwodornienia).
18. Związki aromatyczne: teoria rezonansu.
O rezonansie mowa wówczas, gdy daną cząsteczkę można przedstawid za pomocą dwóch lub więcej
struktur o takim samym rozmieszczeniu jąder atomowych a różniących się od siebie jedynie
rozmieszczeniem elektronów. Rzeczywista cząsteczka jest hybrydą tych struktur rezonansowych, z
5
których każda oddzielnie nie może jej reprezentowad w sposób zadowalający. Hybryda jest trwalsza
od każdej z poszczególnych struktur rezonansowych.
19. Struktura benzenu w świetle teorii MO.
W benzenie trój wiązalne atomy węgla są w stanie hybrydyzacji sp
2
. Taka hybrydyzacja wymusza
płaską budowę pierścienia. Wszystkie atomy węgla leżą w jednej płaszczyźnie i powiązane są
wiązaniami σ. Sześd nie biorących udziału w hybrydyzacji orbitali p, prostopadłych do płaszczyzny
pierścienia, nakłada się jednocześnie, co prowadzi do utworzenia sześciu zdelokalizowanych orbitali
π, które obejmują cały pierścieo.
20. Cechy charakteryzujące związki aromatyczne.
sześciokąt foremny,
długośd pośrednia między wiązaniem podwójnym i potrójnym,
przedstawicielem jest benzen,
pierścieo jest bardzo trwały,
rzeczywista cząsteczka jest hybrydą cząsteczek rezonansowych,
duży stopieo nienasycenia,
mało reaktywne w reakcjach przyłączenia,
duża reaktywnośd w podstawianiu,
mała wartośd ciepła podczas spalania,
są związkami o budowie płaskiej.
21. Podad wzory i nazwy trzech węglowodorów aromatycznych zbudowanych ze
skondensowanych pierścieni benzoesowych.
Naftalen
Antracen
Fenantren
22. Heterocykliczne związki aromatyczne: pirydyna i pirol – udział orbitali atomu azotu w
tworzeniu prądu pierścieniowego (w obu przypadkach).
Pirydyna:
W tworzeniu zdelokalizowanych orbitali π (sekstetu elektronowego) będzie uczestniczył jeden z
orbitali p atomu azotu. Pozostałe orbitale będą hybrydyzowane trygonalnie (sp
2
), w tym wolna para
elektronowa skierowana na zewnątrz pierścienia (związek przejawia właściwości zasadowe).
Pirol:
W tym przypadku również przyjmujemy hybrydyzację trygonalną, ale wolna para elektronowa musi
znaleźd się na orbitalu p skierowanym prostopadle do pierścienia. Będzie ona uczestniczyła w
tworzeniu zdelokalizowanych orbitali π.
23. Przykłady ważnych heterocyklicznych związków aromatycznych (wzory i nazyw).
Pirydyna C
5
H
5
N
Puryna C
5
H
4
N
4
Pirymidyna C
4
H
4
N
2
Pirol C
4
H
5
N

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin