Docsity
Docsity

Przygotuj się do egzaminów
Przygotuj się do egzaminów

Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity


Otrzymaj punkty, aby pobrać
Otrzymaj punkty, aby pobrać

Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium


Informacje i wskazówki
Informacje i wskazówki

Budowa atomu, Notatki z Chemia

A → liczba masowa = suma ilości protonów i neutronów w jądrze. X. A. Z. → Z protonów, Z elektronów, (A – Z) neutronów. Przykład: O. 16. 8. – atom tlenu ...

Typologia: Notatki

2022/2023

Załadowany 24.02.2023

panna_ania
panna_ania 🇵🇱

3.7

(17)

133 dokumenty

Podgląd częściowego tekstu

Pobierz Budowa atomu i więcej Notatki w PDF z Chemia tylko na Docsity! Budowa atomu i związki kompleksowe Opracowanie: dr Maria Kilarska, dr Urszula Lelek-Borkowska CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Budowa atomu Substancja chemiczna jest to taki gatunek materii, który we wszystkich swoich próbkach posiada takie same właściwości fizyczne i chemiczne. Wszystkie substancje, które spotykamy możemy podzielić na substancje proste i złożone. Substancje proste są to substancje, których nie można rozłożyć na prostsze składniki, w języku chemicznym nazywane są one pierwiastkami. Najmniejszą częścią pierwiastka zachowującą takie same jak on właściwości chemiczne jest atom. Wszystkie atomy tego samego pierwiastka są podobne i posiadają te same własności. Atomy różnych pierwiastków różnią się między sobą. Substancje złożone, które ulegają rozkładowi na drodze przemian chemicznych na substancje proste – pierwiastki, nazywane są związkami chemicznymi. Najmniejszą częścią związku chemicznego zachowującą jego właściwości jest cząsteczka (molekuła). Wszystkie cząsteczki tego samego związku chemicznego zawierają tą samą ilość takich samych atomów. Atom złożony jest z najmniejszych cząstek, zwanych elementarnymi cząstkami materii. Cząstki elementarne, wchodzące w skład atomów to: skupione są w jądrze atomowym i związane siłami jądrowymi nukleony, czyli dodatnie protony i obojętne elektrycznie neutrony oraz krążące wokół jądra atomowego ujemne elektrony. Charakterystykę tych cząstek przedstawiono w tab.VIII.1. substancje chemiczne proste złożone pierwiastki związki chemiczne atomy cząsteczki jądro atomowe elektrony atomy nukleony protony neutrony Tab.1. Charakterystyka podstawowych cząstek elementarnych nazwa cząsteczki masa [u] ładunek [e] symbol proton 1 +1 p neutron 1 0 n elektron 1840 1 -1 e 1u (jednostka masy atomowej) = 1/12 masy izotopu węgla C12 6 = 1,67×10-24g. Z powyższej tabeli wynika, że prawie cała masa atomu skupiona jest w jego jądrze, jądro ma ładunek dodatni, a w elektrycznie obojętnym atomie liczba dodatnich protonów jest równa liczbie ujemnych elektronów. Atomy różnych pierwiastków różnią się pomiędzy sobą przede wszystkim ilością protonów w jądrze. Liczba protonów nazywana jest liczbą atomową i oznaczana symbolem Z. Jak już wcześniej zaznaczono, elektrycznie obojętny atom posiada taką samą liczbę protonów i elektronów, więc liczba atomowa Z podaje zarówno liczbę protonów, jak i elektronów w atomie. Liczbę tą podaje się w lewym dolnym indeksie symbolu danego pierwiastka. Atomy tego samego pierwiastka muszą posiadać tą samą ilość protonów w jądrze, mogą natomiast różnić się ilością neutronów. Całkowita liczba protonów i neutronów (nukleonów) w jądrze określa liczba masowa A. Liczbę tą umieszcza się w lewym górnym indeksie symbolu pierwiastka. Różnica liczby masowej i atomowej podaje, więc ilość neutronów w jądrze. Mając podany symbol pierwiastka z liczbą masową w indeksie górnym i liczbą atomową w indeksie dolnym można określić dokładną liczbę cząstek elementarnych, z których zbudowany jest dany atom. Z → liczba atomowa = ilość protonów = ilość elektronów w atomie A → liczba masowa = suma ilości protonów i neutronów w jądrze XA Z → Z protonów, Z elektronów, (A – Z) neutronów Przykład: O16 8 – atom tlenu zawierający: 8 protonów, 8 elektronów oraz 16 - 8 = 8 neutronów Atom, który posiada niedobór elektronów w stosunku do liczby protonów (czyli nadmiar ładunku dodatniego nad ujemnym) nazywamy jonem dodatnim lub kationem. Atom posiadający nadmiar elektronów (ładunków ujemnych) w stosunku do protonów (ładunków dodatnich) nazywamy jonem ujemnym lub anionem. Atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się ilością neutronów w jądrze, czyli masą atomową. Nazywamy je izotopami. Np. izotopy wodoru: H1 1 - wodór, H2 1 ( D2 1 ) – deuter, H3 1 ( T3 1 ) – tryt, izotopy węgla: C12 6 , C13 6 , C14 6 . Dalszym ważnym problemem dotyczącym budowy atomu jest odpowiedź na pytanie: jak rozmieszczone są elektrony w atomach? Okazuje się, że dla elektronu nie można określić ściśle jego toru, tak jak dla cząsteczki klasycznej, a jedynie prawdopodobieństwo znalezienia go w różnych obszarach przestrzeni, w różnych odległościach od jądra. Z funkcji falowych opisujących stan elektronów w atomach wynika opis każdego elektronu przy użyciu czterech liczb kwantowych: n - główna liczba kwantowa kwantuje energię elektronu, może ona przybierać wartości kolejnych liczb naturalnych, czyli n = 1, 2, 3, 4, 5, ..., ∞. Poziomy o tej samej głównej liczbie kwantowej nazywamy powłoką elektronową. Każda powłoka oznaczona jest symbolem literowym: wartość n 1 2 3 4 5 6 7 symbol literowy powłoki K L M N O P Q maks. liczba elektronów 2 8 18 32 50 72 98 l - poboczna liczba kwantowa określa dokładniej energię (oznacza ona podpowłokę, którą zajmuje elektron) i wyznacza kształt orbitali atomowych, może przyjmować wartości całkowite od zera do (n - 1): poboczna liczba kwantowa l 0 1 2 3 4 5 symbol podpowłoki s p d f g h maks. liczba elektronów 2 6 10 14 18 22 m - magnetyczna liczba kwantowa określa wzajemne położenie orbitali w przestrzeni, a tym samym ilość orbitali na danym podpoziomie, może przyjmować wartości: -l, 0, +l. Na przykład w podpowłoce p dla l = 1 dopuszczalne wartości m wynoszą -1, 0, +1 (trzy prostopadłe do siebie orientacje przestrzenne px, py, pz). Każdy elektron oprócz tego, że porusza się wokół jądra, kręci się także wokół własnej osi. Kręt ten nazywamy spinem elektronu. szlachetnego. W rezultacie powstaje wiązanie typu kowalencyjnego określane jako donorowo-akceptorowe albo koordynacyjne. Dobrym przykładem może tu być reakcja pomiędzy amoniakiem, kiedy to dodatni jon wodorowy, posiadający wolne orbitale, akceptuje jako wspólną parę elektronową pochodzącą od atomu azotu w cząsteczce amoniaku. Aby zaznaczyć, że dane wiązanie jest donorowo-akceptorowe, stosuje się często we wzorach strukturalnych strzałkę zamiast kreski skierowaną od donora do akceptora: Donorami elektronów mogą być atomy lub jony posiadające wolne pary elektronowe (N, S, O, F-, Cl-, Br-, I-, OH-, CN-, SCN-, C2O4 2-, H2O, CO, NH3, itp.). Akceptorami są zwykle jony wodorowe oraz atomy mające wolne orbitale (np. metale przejściowe, czyli pierwiastki bloku d, itp). Bardzo liczną grupę akceptorów stanowią jony metali przejściowych. Powstają wtedy związki o bardziej złożonej budowie zwane związkami kompleksowymi. Chemia związków kompleksowych jest w zasadzie chemią metali przejściowych (pkt.3.) 2.6. Podsumowanie Poniższy diagram ukazuje schemat, jakimi drogami pierwiastki mogą uzyskać konfigurację najbliższego gazu szlachetnego, czyli uzyskać najbardziej dogodny energetycznie stan. Atomy wiążące się w cząsteczkę zyskują trwałą konfigurację przez uwspólnianie oddawanie przyjmowanie uwspólnianie pary elektronowej elektronu elektronu pary elektronowej pochodzącej od obydwu atomów pochodzącej od jednego atomu między między kationy aniony donor akceptor pierwiastkami pierwiastkami pary el. pary el. o takiej samej o różnej elektroujemności elektroujemności wiązanie jonowe wiązanie koordynacyjne wiązanie wiązanie donorowo-akceptorowe atomowe atomowe kowalencyjne spolaryzowane (dipole) 3. Pierwiastki d- elektronowe i przejściowe W miarę rozbudowy powłok elektronowych od wodoru do coraz cięższych pierwiastków, w czwartym okresie pojawia się pierwiastek o liczbie atomowej Z = 21 (skand), który rozpoczyna serię 10-ciu pierwiastków d-elektronowych (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn). Takie same serie pojawiają się w okresie V i VI (patrz układ okresowy). Elektrony walencyjne pierwiastków d-elektronowych są rozmieszczone na podpoziomach (n - 1)d i ns. Dwuelektronowe zapełnienie najwyższego podpoziomu (ns) (oprócz Cu i Cr) jest przyczyną, że wszystkie pierwiastki podgrup są metalami o najniższym stopniu utlenienia +2 (u miedziowców na skutek przejścia jednego elektronu z podpoziomu s na d pojawia się trwały +1 stopień utlenienia). + H+ H H NH H + + NH4 +H N H H H N H H H Liczba elektronów walencyjnych (n -1)d i ns jest zgodna z numerem grupy. Na przykład mangan oddając kolejne elektrony osiąga najwyższy +7 stopień utlenienia: 3d 4s 3d 4s Mn0 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓ Mn3+ ↑ ↑ ↑ ↑ 3d 4s 3d 4s Mn+3 ↑ ↑ Mn7+ Elektrony podpoziomu s ulegają łatwo jonizacji tworząc charakterystyczny dla stanu metalicznego "gaz elektronowy", dlatego pierwiastki te są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności. Pozostałe nie sparowane elektrony d mogą tworzyć z podobnymi elektronami d sąsiednich atomów wiązania kowalencyjne zwiększając twardość i kruchość metali. Jeżeli pierwiastki d elektronowe tworzą chociaż jeden względnie trwały jon o niekompletnie zapełnionej powłoce d zaliczane są do metali (pierwiastków) przejściowych. Jony metali grupy 3 (skandowce) i 12 (cynkowce) nie mają elektronów walencyjnych typu d, gdyż skandowce występują tylko na +3 stopniu utlenienia, a cynkowce na +2, nie są więc zaliczane do pierwiastków przejściowych, chociaż należą do bloku d. Sc+3 1s2 2s22p6 3s23p6 4s0 3d0 (pusty orbital d) Zn+2 1s2 2s22p6 3s23p6 4so 3d10 (zapełniony orbital d) Jedną z najbardziej uderzających cech pierwiastków przejściowych jest zmienność ich stopni utlenienia. Wiązania pierwiastków na niższych stopniach utlenienia są z reguły jonowe, a na wyższych kowalencyjne. 4. Związki kompleksowe. Jeżeli bezbarwny, bezwodny siarczan(VI) miedzi(II) CuSO4 rozpuścimy w wodzie, jon miedzi Cu ulega hydratacji przyłączając cząsteczki wody. Jon [Cu(H2O)4] przyjmuje barwę niebieską. Gdy do takiego roztworu dodamy amoniaku i cząsteczki wody zostaną zastąpione cząsteczkami amoniaku, roztwór uzyskuje barwę lazurowo-niebieską : CuSO4 + 4H2O → [Cu(H2O)4]SO4 [Cu(H2O)4] + 4NH3(aq) → [Cu(NH3)4] + 4H2O Powstające tutaj wiązanie koordynacyjne pomiędzy kationem metalu zwanym atomem centralnym lub jonem centralnym a koordynowanymi cząsteczkami lub jonami ujemnymi mającymi wolną parę elektronów zwanymi ligandami nazywamy wiązaniem kompleksowym. Cu2+ (1s2 2s22p6 3s23p63do) konfiguracja jonu Cu2+ w soli bezwodnej [Cu(H2O)4] 2+ (1s2 2s22p6 3s23p63d9 4s24p6) cztery pary elektronów wiązania koordynacyjnego [Cu(NH3)4] 2+ Adsorpcję światła przez związki nieorganiczne w zakresie widzialnym obserwuje się przede wszystkim u jonów mających niecałkowicie wypełniony podpoziom d osłonięty wyższym podpoziomem zapełnionym przez elektrony (jony barwne). Liczbę atomów ligandowych bezpośrednio koordynowanych przez jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną (LK) i jest ona charakterystyczna dla danego atomu centralnego. Wartość liczby koordynacyjnej (najczęściej 2, 4 lub 6) wynika z liczby wolnych miejsc dla elektronów w atomie lub w jonie centralnym, z drugiej strony zależy od rozmiarów jonu centralnego i ligandów. Ligandy rozmieszczone są symetrycznie wokół atomu lub jonu centralnego tworząc odpowiednią figurę geometryczną. Tab.2. Liczba koordynacyjna i budowa przestrzenna jonów kompleksowych. Jon metalu Liczba koordynacyjna Konfiguracja przestrzenna Przykład Ag+,Au+, Cu+ 2 liniowa [Ag(NH3)2] + Cu2+, Ni2+, Pd2+, Pt2+ 4 kwadrat [Pt(NH3)4] 2+ Al3+, Au+, Cd2+, Co2+, Cu2+, Ni2+, Zn2+ 4 czworościan [Zn(NH3)4] 2+ Al3+, Co2+, Co3+, Cr3+, Cu2+, Fe2+, Fe3+, Ni2+, Pt4+ 6 ośmiościan [Co(NH3)6] 3+ 4.1. Nomenklatura związków kompleksowych Formułując wzory związków kompleksowych umieszcza się symbole zarówno jonu centralnego jak i otaczających go ligandów w nawiasie kwadratowym. Nawias obejmuje zatem sferę koordynacji. Kompleks może być kationem, np. [Ag(NH3)2] =, cząsteczką obojętną, np. [PtCl2(NH3)2] lub anionem, np. [Fe(CN)6] 3-. Słownictwo związków kompleksowych opiera się na następujących zasadach: 1) Najpierw wymienia się liczbę i nazwę ligandów, przy czym pierwszeństwo mają ligandy ujemne, a po nich ligandy obojętne (ligandy nieorganiczne przed organicznymi). 2) Stopień utlenienia jonu centralnego oznacza się cyfrą rzymską (po nazwie kompleksu). 3) Nazwy anionów kompleksowych tworzy się przez podanie liczby ligandów oraz nazwy pierwiastka z końcówką -an i stopnia utlenienia jonu centralnego w nawiasach. 4) W kompleksach kationowych oraz o wypadkowym ładunku równym zeru nazwy atomu centralnego nie zmienia się. 5) Nazwę związku koordynacyjnego podaje się wg ogólnych zasad ustalonych dla związków nieorganicznych a więc, jeśli jon kompleksowy jest anionem rozpoczyna nazwę związku. Natomiast gdy jest kationem, wówczas znajduje się w nazwie związku na miejscu drugim. 6) Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów tworzy się podając nazwę atomu centralnego w pierwszym przypadku. Nazwy najczęściej spotykanych ligandów i przykłady związków kompleksowych podano w tabeli 3. Tab.3. Nazwy najczęściej spotykanych ligandów oraz przykłady związków kompleksowych: Wzór Nazwa ligandu Przykład związku kompleksowego Nazwa związku Cl- chloro K3[CoCl4] czterochlorokobaltan(II) potasu F- fluoro Na2[CoF6] sześciofluorokobaltan(IV) sodu Br- bromo K[AuBr4] czterobromozłocian(III) potasu I- jodo K[BiI4] czterojodobizmutan(II) potasu OH- hydroksy Li2[Sn(OH)6] sześciohydroksycynian(IV) litu H2O akwa [Co(H2O)6]Cl2 chlorek sześcioakwakobaltu(II) CN- cyjano [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6] sześciocyjanożelazian(II) sześcioaminaniklu(II) SCN- tiocyjaniano (rodano) K3[Fe(SCN)6] sześciorodanożelazian(III) potasu C2O4 2- szczawiano (NH4)2[(Ni(C2O4)2] dwuszczawianoniklan(II) amonu CO karbonylo Hg[Fe(CO)4] czterokarbonylożelazian(II) rtęci(II) NH3 amina [CrCl(NH3)5 ]Cl2 chlorek chloropięcioaminachromu(III) Ćw. 5. Otrzymywanie heksacyjanożelazianu(III) srebra(I). Sprzęt: - próbówki w statywie Odczynniki: - 1M K3[Fe(CN)6], - 1M AgNO3, Opis ćwiczenia: Wlać do probówki ok. 1 cm3 heksacyjanożelazianu(III) potasu, następnie dodać ok. 1 cm3 azotanu srebra(I). Zapisać obserwacje. 3Ag+ + [Fe(CN)6] 3- = ↓Ag3[Fe(CN)6] Ćw. 6. Sztuczna krew. Sprzęt: - próbówki w statywie Odczynniki: - 1M FeCl3, - 1M KSCN, Opis ćwiczenia: Wlać do probówki ok. 1cm3 chlorku żelaza, następnie dodać ok. 1 cm3 rodanku potasu. Zapisać obserwacje. Fe3+ +3SCN- = Fe(SCN)3 Nadmiar jonów SCN- powoduje pogłębienie barwy spowodowane stopniowym powstawaniem kompleksów aż do [Fe(SCN)6] 3-. Fe3+ +SCN- = FeSCN2+ FeSCN2+ +SCN- = [Fe(SCN)2] + [Fe(SCN)2] + + SCN- = [Fe(SCN)3] [Fe(SCN)3] + SCN- = [Fe(SCN)4] - [Fe(SCN)4] - + SCN- = [Fe(SCN)5] 2- [Fe(SCN)5] 2- + SCN- = [Fe(SCN)6] 3- Opracowanie wyników: Wyniki zebrać w tabeli w arkuszu sprawozdania, podając: 1. Zapis jonowy przebiegających reakcji. 2. Reakcje dysocjacji powstałych kompleksów. 3. Liczbę koordynacyjną (LK) jonu centralnego. 4. Zabarwienia tworzących się związków kompleksowych. 20...../..... Wydz. Gr. Nazwisko, imię: Temat: BUDOWA ATOMU I ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE Zaliczenie Nr ćw. Zapis jonowy przebiegających reakcji oraz reakcje dysocjacji kompleksów Postać i zabarwienie LK atomu centralnego 1 2 3 4 5 6