Pobierz VIII. BUDOWA ATOMU, CZĄSTECZKI I ZWIĄZKI i więcej Egzaminy w PDF z Chemia tylko na Docsity! Budowa atomu Opracowanie: dr U. Lelek-Borkowska, dr inż. K. Moskwa, dr J. Zawada, mgr A. Tąta 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 Tabela 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 = 1,6710 -24 g. 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): krystalicznej pewną liczbę dodatnich zrębów atomowych, a w przestrzeni międzywęzłowej równoważną im liczbę tzw. elektronów zdelokalizowanych, tj. nie należących do określonego jonu. Z tego względu mówi się o chmurze elektronowej lub gazie elektronowym, w którym zanurzone są zręby atomowe metalu, tworzac wiązanie metaliczne. Uporządkowany ruch gazu elektronowego związany jest z przepływem prądu elektrycznego. 2.5. Wiązania koordynacyjne Do utworzenia wiązania atomowego nie zawsze potrzebne są elektrony pochodzące od dwóch atomów. Wiążaca para elektronowa może pochodzić od jednego atomu - donora, natomiast drugi atom zwany akceptorem uzupełnia tą parą swoją powłokę elektronową do konfiguracji najbliższego gazu 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 (Budowa atomu) 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) + H + H H N H H + + N H 4 + H N H H H N H H H 3. Właściwości chemiczne metali 3.1. Charakterystyka stanu metalicznego. Najliczniej wśród pierwiastków reprezentowane są metale. W układzie okresowym znajdujemy ponad 80 pierwiastków metalicznych. Bloki s, d, f tablicy układu okresowego są zapełnione wyłącznie przez metale (z wyjątkiem helu i wodoru). Jedynie w bloku p metale są mniej licznie reprezentowane. Ze względu na właściwości metale znalazły szerokie zastosowanie w gospodarce i życiu codziennym. O właściwościach fizycznych metali decyduje występujące w nich wiązanie metaliczne. Sieć krystaliczną metali stanowią rdzenie atomów, które oddziałują z elektronami walencyjnymi tworzącymi chmurę elektronową, zdolną do swobodnego przemieszczania się, co jest przyczyną dobrego przewodnictwa prądu elektrycznego. Tą ruchliwością elektronów można tłumaczyć też dobre przewodnictwo cieplne metali; energia cieplna może być bowiem szybko przenoszona przez elektrony z jednej części metalu do innej. Obecność chmury elektronowej w metalu pozwala na wyjaśnienie charakterystycznego dla metali połysku. Strumień światła padający na metal wprawia w ruch oscylacyjny znajdujące się na powierzchni metalu elektrony, które następnie oddają energię elektromagnetyczną w postaci światła. Jego strumień odbija się od powierzchni metalu dając charakterystyczny efekt połysku. Metale wykazują dużą zdolność odbijania światła pod wszystkimi kątami. Inne cechy metali takie jak twardość, kowalność, ciągliwość można wyjaśnić istnieniem sił, które utrzymują sieć krystaliczną. Siły przyciągania między jonami metalu a chmurą elektronową działają we wszystkich kierunkach, nie ma kierunku uprzywilejowanego. Rezultatem tego jest duża łatwość przesunięcia jonu w sieci z jednego położenia w inne. Temperatury topnienia i wrzenia metali są zróżnicowane: od –39 0 C dla rtęci, 28,5 0 C dla cezu do 3370 0 C dla wolframu (pod ciśnieniem normalnym). 3.2. Właściwości chemiczne metali bloku s Właściwości chemiczne pierwiastków są funkcją ich konfiguracji elektronowej. Metale bloku s mają konfigurację elektronów walencyjnych ns 1 i ns 2 . Przejście w stan jonowy atomu mającego jeden lub dwa elektrony walencyjne jest możliwe już przy niewielkim nakładzie energii. Metale bloku s są aktywne chemicznie. Tlenki tych metali w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki o charakterze typowo zasadowym: K2O + H2O = 2KOH KOH = K + + OH - CaO + H2O = Ca(OH)2 Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH - Metale bloku s są dobrymi reduktorami, właściwości redukujące zaś zwiększają się ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka w grupie. Właściwości redukujące metali bloku s przejawiają się w ich reakcjach z wodą, tlenem, chlorem, wodorem a w reakcji z kwasami nieutleniajacymi wydzielają gazowy wodór, np. Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 Z kwasami utleniającymi metale te reagują, w zależności od stężenia kwasu, oprócz soli metalu, tlenki azotu na niższym stopniu utlenienia np. Ca + 4HNO3 = Ca(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O stężenie kwasu maleje 3Ca + 8HNO3 = 3Ca(NO3)2 + 2NO + 4H2O 5Ca + 12 HNO3 = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O Ca + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2 Metale bloku s i ich związki wprowadzone do płomienia nadają mu charakterystyczne zabarwienie: lit – karminowe wapń - ceglastoczerwone sód – żółte stront - karminowe potas – różowofioletowe bar - żółtozielone rubid – jasnofioletowe rad - karminowoczerwone cez – niebieskofioletowe Ogrzewane substancje absorbują energię z płomienia. W wyższym stanie energetycznym atomy lub jony przebywają przez bardzo krótki czas (rzędu 10 -8 s), a następnie powracają do stanu podstawowego emitując kwanty energii, odpowiadające rożnym długościom fali. Promieniowanie o różnych długościach fal obserwujemy jako różne barwy płomienia. 3.3. Właściwości chemiczne metali bloku p Pierwiastki występujące w bloku p mają elektrony walencyjne rozmieszczone na ostatniej zewnętrznej powłoce. Nie wszystkie z nich są pierwiastkami metalicznymi. Metale bloku p to Al (glin), Sn (cyna), Pb (ołów), Bi (bizmut). Wszystkie z nich mają właściwości amfoteryczne. Z wymienionych metali największe znaczenie ma glin. Czysty glin jest mało wytrzymały pod względem mechanicznym, ale jego stopy z innymi metalami (np. duraluminium) oznaczają się dużą wytrzymałością. Mimo aktywności chemicznej aluminium jego stopy są odporne na korozję, ponieważ na jego powierzchni powstaje ochronna warstewka tlenkowa (warstewka pasywna). Glin jest dobrym reduktorem ze względu na jego niski potencjał normalny (-1,66 V). Łatwo roztwarza się w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym z wydzieleniem wodoru: 2Al + 3HCl = 2AlCl3 + 3H2 2 Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2 W reakcji ze stężonym kwasem siarkowym(VI) i azotowym(V) czyli w reakcji z kwasami utleniającymi powstaje pasywna warstewka tlenku glinu z równoczesną redukcją siarki lub azotu na niższe stopnie utlenienia. 2Al + 2 HNO3 = Al2O3 + 2NO + H2O Glin jest pierwiastkiem amfoterycznym, co oznacza, że reaguje nie tylko z kwasami, ale też roztwarza się w mocnych zasadach: 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[ Al(OH)4] + 3H2 Wodorotlenek glinu otrzymany przez działanie zasad na sole glinu, wykazuje też właściwości amfoteryczne – słabej zasady lub słabego kwasu w zależności od środowiska: Al 3+ + 3OH - Û Al(OH)3 Û H3AlO3 Û 3H + + AlO3 3- lub H2O + HAlO2 Û H + + AlO2 - 3.4. Właściwości chemiczne metali bloku d Pierwiastki występujące w bloku d czyli w grupach 3 – 12, mają elektrony walencyjne rozmieszczone na dwóch powłokach zewnętrznych – ostatniej i przedostatniej. Konfigurację elektronów walencyjnych metali bloku d można przedstawić następująco: (n - 1)d 1 – 10 ns 2 lub (n - 1)d 1 – 10 ns 1 Pierwiastki o takiej konfiguracji elektronów walencyjnych występują na wielu różnych dodatnich stopniach utlenienia. W przypadku grup 3 – 7 maksymalna wartość stopnia utlenienia odpowiada numerowi