28.10.07

Dorcia · Wysłany: Wto 13:06, 04 Gru 2007 Temat postu: 28.10.07

W czasie badań jakie przeprowadzono nad atomami pierwiastków zauważono, że różnia się one masą i wielkością. Są to tak małe drobiny, że nie dostrzegamy ich ani pod lupą, ani pod mikroskopem. Wyodrębnienie pojedynczego atomu jest praktycznie niemożiwe. A jednak mimo tak małych rozmiarów udało się dokonać pomiaru mas.
Pierwszym, który tego dokonał był John Dalton, który ułożył skalę mas atomowych pierwiastków. Była ona obarczona spornymi błędami.
Dopiero zastosowanie nowoczesnych metod pozwoliło osiągnąć na tyle dokładne wyniki pomiaru mas atomów, że można było w 1961 roku przyjąć zunifikowaną skalę mas atomów
Skala ta oparta jest na izotopie węgla 12C

Masa atomowa

Masy i rozmiary atomów są ekstremalnie małe:
Dla najlżejszego pierwiastka – wodoru wielkości te wynoszą:
Średnia atomu d= 1,06*10-10m
Masa atomu m= 1,67 * 10 –27 kg = 0,000 000 000 000 000 000 000 001 67 g

Posługiwanie się tak małymi bezwzględnymi masami atomów wyrażonych w gramach jest możliwe, ale jest niedogodne. Dlatego w miejsce masy wyrazonej w gramach wprowadzono pojęcie względnej masy atomowej zwanej też krótko masą atomową. Jednostką masy atomowej jest unit (u) który jest definiowany jako dwunasta część masy jądra atomu węgla.

Masa atomu węgla wyrażona w gramach wynosi
Mc = 1,993* 10-23 g = 0.000000000000000000000001993 g

Odpowiednio obliczona wartość jednostki masy atomowej wyniesie :
1 u = 0.00000000000000000000001993 g : 12 = 1.66054 x 10-24

1 u (unit) = 1/12 masy atomu 12C – 1.66054 x 1024 grama = 1.66054 x 1027 kg

Względna masa atomowa
Mając zdefiniowaną jednostkę masy atomowej i znając masy atomów wyrażone w gramach (kilogramach) możemy wyznaczyć tzw. Względne masy atomowe wszystkich pierwiastków wyrażone w unitach.
Wystarczy masę atomu wyrażoną w gramach (kilogramach) podzielić przez dwunastą część masy atomowej atomu węgla 12C tj. 1.66054 x 10-24 g ( 1.66054 x 10-27 kg).

Względną masę atomową pierwiastka definiuje się jako liczbę określającą ile razy masa przeciętnego atomu danego pierwiastka jest większa od jednostki masy atomowej „u”, stanowiącej 1/12 części masy atomu izotopu 12C

Przykład obliczenia względnej masy atomowej dla atomu megnezu 24Mg
A(24Mg)= 4* 1026 kg : 1.66054 * 10-27 kg = 24
Dla związku chemicznego, a także dla wieloatomowych cząsteczek pierwiastków masa cząsteczkowa stanowi sumę mas atomowych pierwiastków wchodzących w skład jednej cząsteczki, uwzględniającą oczywiście krotność występujących w niej atomów.

Masa molowa

Masą jednego mola atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych wyrażoną w gramach nazywa siię masą molową danej substancji. Jest ona oznaczana dużą literą M. Jednostka : g* mol –1
Ponieważ liczba atomów, cząsteczek, jonów bądź innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra /Na/
Na = 6,023 * 10 23

Istnieje zależność
M = Na * m

Gdzie M – oznacza masę molową, m- bezwzględną masę atomu, cząsteczki, jonu bądź innej cząstki materialnej.
Wartość liczbowa masy molowej w gx mol –1 równa się wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub wzglednej masy cząsteczkowej związku albo wartości liczbowej względnej masy cząsteczkowej wynikającej ze wzoru sumarycznego związku chemicznego.

Masa molowa, objętość molowa

Masa 1 mola materii atomów lub cząsteczek nosi nazwę masy molowej M (kg*mol-1)
Wartość liczbowa masy molowej w g*mol-1 równa jest wartości liczbowej względnej masy atomowej pierwiastka lub względnej masy cząsteczkowej związku.

M = AwM = Mw

Przykład obliczenia masy molowej dla (NH4)3[Fe(CN)6]

Zgodnie z napisanym wzorem chemicznym odczytujemy, że w 1 molu związku znajduje się.
- 12 moli H
- 6 moli C
- 9 moli N
- 1 mol Fe
odpowiednio obliczone masy pierwiastków wyniosą
dla H – 12 x 1.008 = 12.096
dla C – 6 x 12,011 = 72,066
dla N – 9 x 14,007 = 126,063
dla Fe – 1 x 55,847 = 55,847

Masa molowa związku M((NH4)3[Fe(CN)6]) jest sumą mas pierwiastków i wynosi 266,070 g*mol-1

Objętość molowa Vm – określa objętość jednego mola gazu dowolnej substancji w warunkach normalnych (273oK. P=1013 hPa) i wynosi ona 22,4 dm3*mol –4

Przykład
1 mol NO, Cl2, N2, O2, SO3, HCl, itd. Zajmują objętość w warunkach normalnych
22,4 dm3*mol –1

Zależność między objętością molową, masą molową i gęstością (d) określa równanie Vm=M/d

Znajomość definicji objętości molowej pozwala nam na przeliczanie dla gazów, jednostek masy, ilości atomów, cząsteczek, moli na zajmowaną objętość i odwrotnie.
Przy przekształceniach układa się równania na proporcję.

Substraty Kierunek przemiany Produkty
CO2+H2O ---------------------- H2CO3

1 mol cząsteczek dwutlenku węgla (CO2) reaguje z 1 molem cząsteczki wody (H2O)  Otrzymujemy 1 mol cząsteczek kwasu weglowego

W jednostkach mas

44 gramy (g) dwutlenku węgla (CO2) reagują z 18 gramami (g) wody, otrzymujemy 62 gramy (g) kwasu węglowego

Masa jednego mola jest równa co do bezwzględnej wielkości masie atomowej lub masie cząsteczkowej. Ta wielkość jest definiowana jako masa molowa

Substancja Masa atomowa lub cząsteczkowa Mol Masa molowa
S (siarka) 32 u 6,023*1023 atomów 32 g/mol
SO2 (tlenek siarki IV) 64 u 6,023*1023 cząteczek 64 g/mol

Obliczyć, ile gramów CO2 można otrzymać z 25 g CaCO3 działając kwasem solnym. Jaką objętość zajmie wydzielony CO2 w warunkach normalnych.

Ułożenie równania reakcji
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2O + CO2
1x100,09 g/mol 1x22,4dm3
1x100,09 g/mol 1x44,01 g/mol

Ułożenie równania na proporcję
Z 100,09 g CaCO3 otrzymamy 22,4 dm3CO2
To z 25 g CaCO3 otrzymamy x dm3CO2

Z 100,09 g CaCO3 otrzymamy 44.01 g CO2
To z 25 g CaCo3 otrzymamy x g CO2

X dm3 CO2 = 5.595 dm3
X g CO2 = 10.993 g
Odpowiedz : W reakcji otrzymamy 5.595 dm3 oraz 10.993 g CO2

Prawo Avogadro (1811 r.)
Prawo Avogadro określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząstek.
A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm3 tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,023 * 1023 cząsteczek lub atomów.

Prawo zachowania masy
Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem
E=mc2
Gdzie :E – energia, m –masa, c- prędkość światła (300 tys. Km/s)
Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw

Prawa zachowania masy – wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej.
Prawa zachowania energii – określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

Uogólnione prawo zachowania materii można wyrazić równaniem
/E3 + m3c2/ = const

Gdzie: E- energia zawarta wewnątrz układu w różnych postaciach, m3 – masy składające się na układ substancji, c – prędkość światła.

Prawo zachowania masy
Lomonosow, Lavoisier, XVIII w.

W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Obecnie, wiedząc, że masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energię i na odwrót, prawo to jest rozumiane w nieco inny sposób.
W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą.

Prawo stałości składu –
Fundamentalne prawo chemiczne. Mówi, że każdy związek chemiczny, niezależnie od jego pochodzenia albo metody otrzymywania, ma stały skład jakościowy i ilościowy.
Zostało po raz pierwszy sformułowane w 1799 roku przez Josepha Louisa Prousta. Jest jednym z odkryć w dziedzinie chemii prowadzących do powstania teorii atomistycznej budowy materii.
Prawo stałości składu spotyka się też w innym sformułowaniu jako tzw. Prawo stosunków stałych. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastków łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych.

Prawo wielokrotnych stosunków wagowych
Dalton, 1803r.
Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to na stałą ilość wagową jednego pierwiastka przypada różna ilość wagowa drugiego pierwiastka. Ilości te pozostają do siebie w stosunkach niewielkich liczb całkowitych.
Prawo prostych stosunków objętościowych w reakcjach między gazami
Gay-Lussac, 1808 r,
Objętości reagujących ze sobą gazów i objętości gazowych produktów reakcji, odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Budowa atomu
Najważniejszą ze wszystkich teorii chemicznych dotyczących budowy atomu jest teoria atomistyczna
Twórcą hipotezy atomistycznej był angielski chemik i fizyk John Dalton (1766 – 1844).
W 1805 roku ogłosił, że najmniejszą niepodzielną porcją materii zachowującą jej właściwości chemiczne, jest atom pierwiastka.

Nazwa atom, pochodzi od greckiego słowa atoms – niepodzielne.
John Dalton wykazał, że atom jest najmniejszą ilością pierwiastka chemicznego, a wszystkie atomy tego samego pierwiastka mają takie same właściwości chemiczne.

Z tej teorii wynikało jeszcze jedno ważne twierdzenie, że atomy mogą łączyć się w cząsteczki w prostych proporcjach liczbowych tzn.że pewna liczba atomów jednego pierwiastka łączy się z pewną liczbą atomów innego pierwiastka tworząc związki chemiczne.
Hipoteza ta wyjaśnia zależności między masami substancji biorących udział w reakcjach chemicznych.
A mianowicie :
- prawa zachowania masy
- prawa stosunków stałych
- i prawa stosunków wielokrotnych

Współczesny stan wiedzy o budowie materii przyjmuje, że atom zbudowany jest z jądra, w którego niezwykle małej objętości skupiona jest niemal cała masa atomu oraz elektronów znajdujących się w stosunkowo dużej przestrzeni otaczającej jądro.

Elektrony i jądra atomowe mają ładunki elektryczne.
Elektrony obdarzone są ładunkiem ujemnym a jądra ładunkiem dodatnim.

Liczba atomowa charakteryzuje jednoznacznie jądra atomowe danego pierwiastka.
Liczba neutronów w jądrze tego samego pierwiastka może być różna ( np. Cl ma 18 i 19 a C –6,7 i 8 nautronów)

Taki model atomu zaproponował Rutherford w 1911 roku

Uproszczony model atomu
Rutherford stwierdził, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym dodatnio naładowanym jądrze atomowym, a elektrony krążą w odległej chmurze. Otaczające jądro elektrony wyznaczają całkowity rozmiar atomu.

Badania nad promieniotwórczością pozwoliły wyciągnąć wniosek, że jądra atomowe są również tworami złożonymi.

Elementami składowymi jądra są neutrony i protony

Protony i neutrony noszą wspólną nazwę nukleonów

Elektrony oznacza się symbolem e-, protony symbolem p a neutrony symbolem n
Znak minus przy symbolu elektronu (e-) oznacza, że mają one ładunek ujemny. Ujemny ładunek elektronów jest równoważny przez dodatni ładunek protonów znajdujących się w atomie, a to oznacza, że atom jest elektrycznie obojetny.

Właściwości elementarnych części atomu:
- masy protonu i neutronu są prawie identyczne
- w jądrze (protony plus neutrony) skupiona jest prawie cała masa atomu
- elektrony które równoważą dodatni ładunek protonów mają masę równą tylko około 0.1 % całej ich masy.

Struktura elektronowa atomów – rozmieszczenia elektronów wokół jądra

Atom składa się z dodatnio naładowanego jądra i otaczających go elektronów

Jak rozmieszczone są elektrony wokół jądra ?
Znajomość tego w jaki sposób elektrony są rozmieszczone wokół jądra ma zasadnicze znaczenie dla zrozumienia właściwości chemicznych pierwiastków i ich miejsca w układzie okresowym

Elektrony w atomie zajmują ściśle określone poziomy energetyczne a przy przejściu z wyższego poziomu na niższy towarzyszy emisja enegrii odpowiadająca różnicy poziomów DE, w postaci fotonu promieniowania.
DE = hn
Gdzie: n- częstość promieniowania, h- stała Plancka

Stała Plancka h=6,626 x 10 –34J x s
Kwant momentu pędu (działania)

W 1913 roku Niels Bohr opracował model budowy atomu wodoru
N. Bohr proponując model atomu wodoru, przyjął następujące założenia;
-elektron krąży wokół jądra na jednej ze stacjonarnych orbit
- emisja lub absorbcja promieniowania jest wynikiem zmiany orbity stacjonarnej

Przyjęte przez N. Bohra założenia sprawdzały się tylko dla atomu wodoru, natomiast dla atomów wieloelektronowych nie sprawdzały się.

Współczesne poglądy na struktury elektronowe atomu

Badania elektronu wykazały, że w swojej naturze ma on cechy – falową i korpuskularną, dlatego nie jesteśmy w stanie dokładnie określić jego położenia w atomie.
Elektron nie porusza się po określonej orbicie, lecz w sposób do pewnego stopnia przypadkowy, czasem znajduje się bardzo blisko jądra, a niekiedy daleko od niego.
Ruch elektronu odbywa się nie w jednej płaszczyźnie, lecz we wszystkich możliwych, ale zawsze w kierunku jądra lub w kierunku przeciwnym.

Zgodnie ze współczesnym poglądem, atom wodoru można opisać jako kulistą przestrzeń z ciężkim jądrem w środku, wypełnioną przez szybko poruszający się dookoła jądra elektron (elektrony).

Obecnie w miejsce orbity wprowadzono pojęcie powłoki, a elektron spostrzegany jest jako „chmura elektronowa” posiadająca swoją energię.
Elektrony o zbliżonych energiach zajmują w atomie jedną powłokę a jeżeli różnią się energią to zajmują różne powłoki. Poziomy energetyczne elektronów mają oznaczenia (n = 1, 2, 3, 4...)

Wartość n1 2 3 4 5 6
Symbol literowy K L M N O P

Każdy z poziomów energetycznych (powlok) może pomieścić maksymalnie ściśle określoną ilość elektronów, która wynosi:

Poziom energetyczny Maksymalna ilość elektronów
1-szy 2
2-gi 8
3-ci 18
4-ty 32
5-ty 50

Zapełnienie powłok elektronami następuje od powłok najbliżej położonych jądra, tj. powłoki 1, dalej 2 itd.
Na zewnętrznej (ostatniej) powłoce znajdują się elektrony słabo związane z jądrem atomu. Elektrony te nazywamy elektronami walencyjnymi

Modele atomów sodu (Na) i magnezu (Mg)
Ilości elektronów walencyjnych w przedstawionych modelach odpowiednio wynoszą
- 1 elektron walencyjny dla sodu (Na)
- 2 elektrony walencyjne dla magnezu (Mg)

Konfiguracje elektronowe
Konfiguracja elektronowa, czyli rozmieszczenie elektronów w atomie, daje cenne informacje, pozwalające przewidywać właściwości i zachowania się pierwiastków w różnych warunkach oraz reakcje chemiczne, w jakie może wchodzić.

Analiza widm atomów oraz zastosowanie zasad mechaniki kwantowej do wyjaśnienia budowy powłok elektronowych wykazały, że elektrony zajmujące określone poziomy energetyczne wykazują niewielkie różnice energii i są rozmieszczone na podpowłokach.
Podpowłoka najniższego poziomu energetycznego ma oznaczenie s a kolejne według wzrastającej energii p,d i f

Maksymalna liczba elektronów na tych podpoziomach wynosi :

Podpoziom energetyczny Maksymalna ilość elektronów
S 2
P 6
D 10
F 14

Jeżeli w zapisie konfiguracji elektronowej atromów uwzględnimy podział powłok elektronowych na podpoziomy energetyczne (s, p, d i f) otrzymamy najbardziej czytelny sposób rozmieszczenia elektronów w atomie.

11Na- ( 2, 8, 1), 12Mg – (2, 8, 2)  11Na –

Przy tym sposobie przedstawiania konfiguracji elektronowej atomów, należy przed symbolem podpoziomu energetycznego umieścić liczbę równą numerowi powłoki (n = 1,2,3,4..), a w prawym górnym rogu nad symbolem podpowłoki liczbę elektronów zajmującą dany podpoziom (np. p6)

11Na – 1 s2 2s2 2p63 s1

Atom sodu ma 11 elektronów, które są rozmieszczone na trzech powłokach. Na pierwszej powłoce znajdują się dwa elektrony i zajmują tylko jeden podpoziom energetyczny s (1s2), na drugiej powłoce znajduje się 8 elektronów i zajmują dwa podpoziomy energetyczne s i p (2s22p6), na ostatniej powłoce znajdue się jeden elektron zajmujący tylko jeden podpoziom energetyczny s(3s1)

Kolejność obsadzania poziomów energetycznych w atomie