Chemie - vyprac.otazky - Všichni Všem


Materiál je formátu doc

vyprac.otazky

Detail materiálu

Autor:
Přidáno: 31.03.2012 20:24
Kategorie: Taháky
Předmět: Chemie
Známka: 1
Hodnoceno: 1x
Popis: vyprac.otazky


Stáhnout materiál

Oznámkuj materiál: 1 2 3 4 5

Nahlásit materiál

Doporučit přátelům




Náhled materiálu: Pozor! Náhled nemusí odpovídat skutečnosti. (v náhledu chybí obrázky a formátování se může lišit)

 1. Struktura atomu, kvantová čísla
Atom (z řeckého ἄτομος, átomos – nedělitelný) je základní částice běžné hmoty, atom je základní stavební jednotkou látky z chemického hlediska. Atomy dále vytvářejí molekuly nebo například makromolekuly (např. bílkoviny, PP, PE, krystaly…)
Stavba atomu :
- Atome se skládá z jádra a obalu. Jádro je tvořené kladně nabitými protony a neutrony (elektronegativní) a obal je tvořen záporně nabitými elektrony. Atom jako celek je ale elektroneutrální
- atomu je cca 10-10 m
-

Atomové jádro :
- v jádře se nacházejí protony a neutrony, které dohromady tvoří nukleony
- nukleony jsou v jádře poutány velkými silami, které ale mají malý dosah (cca 10-15 m), u stálých jader tyto síly převyšují odpudivé síly mezi protony
- protony a neutrony mají vnitřní strukturu, skládají se z jednodušších částic (kvarky), které nejsou schopny samostatné existence
- A (nukleonové číslo) – udává počet nukleonů (protony + neutrony) v jádře
- Z (protonové číslo) – udává počet protonů v jádře, ale zároveň taky udává počet elektronů v obale atomu, jelikož počet elektronů a protonů je v elektronegativním atomu stejný

- Nuklid je soubor atomů, které mají stejné protonové číslo (počet protonů v jádře, znamená to, že se jedná o jeden prvek), i nukleonové číslo (počet nukleonů v jádře). Chemické prvky jsou mononuklidické (tvořené jedním nuklidem) nebo vykazují izotopii, jsou polynuklidické (zmíšené)
- Izotopy jsou prvky stejného protonového čísla, ale různeho nukleonového (napr. Izotop vodíku), většina prvků v přírodě je směsí několika izotopů (jeden zpravidla převažuje). zastoupení jednotlivých izotopů v daném prvku je většinou stálé – stálá je proto i relativní atomová hmotnost, ale rozdílná hmotnost izotopů má za následek např. různou rychlost reakcí

Atomový obal:
- obsahuje záporně nabité částice – elektrony
- elektrony mají záporný náboj e = 1,6 . 10 -19 C
- elektrony se pohybují kolem jádra po určitých dráhách – orbitalech
- orbital – je myšlený prostor, v němž se elektron nachází s určitou dohodnutou pravděpodobností
- orbitaly můžeme charakterizovat pomocí kvantových čísel:
n – hlavní kvantové číslo
- určuje energii orbitalu a jeho velikost
- s rostoucí hodnotou vzrůstá energie elektronu. n nabývá hodnot 1 až 7 a je to vlastne taky označení vrstev (1 = K, 2 = L, 3 = M, 4 = N, 5 = O, 6 = P, 7 = Q)
- elektrony o stejné hodnotě n se vyskytují ve společné vrstvě
- elektrony mohou mezi jednotlivými hladinami přecházet, což je spojeno se změnou energie částice
l – vedlejší kvantové číslo
- určuje prostorový tvar orbitalu
- pohybuje se v rozmezí 0 až (n-1), kde 0=orbital s, 1= orbital p, 2= orbital d, 3= orbital f
m – magnetické kvantové číslo
- určuje prostorovou orientaci orbitalu vzhledem k souřadnému systému
- hodnota m závisí na hodnotě l a nabývá hodnot od –l do l, když l = 0, hodnot od -2 do 2, když l = 1, hodnot od -3 do 3 (7hodnot), když l = 2, hodnot od -4 do 4 (10 hodnot), když l = 3
s – spinové kvantové číslo
- udává spin elektronu, což je veličina přirovnatelná k momentu hybnosti,v nepřesném přiblížení se popisuje jako směr rotace elektronu, ale ve skutečnosti souvisí s vlnově mechanickou povahou elektronu
- nabývá pevných hodnot 1/2 a –1/2
Souborem čtyř kvantových čísel je možno jednoznačně charakterizovat jakýkoliv elektron v obalu atomu. Pauliho princip výlučnosti - v atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly stejná všechny čtyři kvantová čísla.

Znázorňování a zápis orbitalů
Znázorňování orbitalů prostorovými tvary je velice zdlouhavé a náročně. Proto byl zaveden jednodušší způsob a to je znázorňování orbitalů graficky, pomocí rámečku.
- všechny orbitaly se znázorňují pomocí stejně velkých rámečků
- elektrony se znázorňují šipkami umístěnými v odpovídajících rámečcích (jestliže jsou v jednom orbitalu dva elektrony, liší se spinem. Značí se proto opačně orientovanými šipkami)

- s orbital se znázorňuje jedním rámečkem, jelikož jeho l = 0 a tudíž m nabývá 1 hodnotu. To znamená, že v s orbitale může být jeden, nebo nejvíc dva elektrony
- p orbital se znázorňuje 3 (m má tři hodnoty) rámečky spojenými boční stěnou, a je obsazen nejmíň jedním a nejvíc 6 elektrony (na obrázku je p orbital obsazen 3 elektrony)

- d
- orbital je znázorněn 5 rámečky vedle sebe a může být obsazen nejmíň jedním a nejvíc 10 elektrony
- f orbital je znázorněn 7 rámečky a může být obsazován nejmíň 1 a nejvíc 14 elektrony

Obsazení jednotlivých orbitalů atomu určuje elektronová konfigurace atomu. Obsazování orbitalů elektrony se řídí pravidly:
- Výstavbový princip: orbitaly se zaplňují podle jejich rostoucí energie (Orbitaly s energií nižší se zaplňují dříve než orbitaly s energií vyšší), pořadí je obecně dané a to ns, np, (n-1)d, (n-2)f, kde n znamená hlavní kvantové číslo
- Pauliho princip výlučnosti: v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, lišící se hodnotou spinového kvantového čísla.
- Hundovo pravidlo: V degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin.
Zápis elektronové konfigurace vypadá asi takto: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6
- čísla 1 až 7 udávají hlavní kvantové číslo (a zároveň periody v PSP), písmená jsou orbitaly a ty horní indexy označují, kolik nejvíc elektronů může být v jednom orbitale
- pomocí tohoto zápisu se vlastně zapisuje elektronová konfigurace jednotlivých prvků PSP, např. F (fluor) má 9 elektronů a tudíž jeho zápis bude vypadat takto: 1s2, 2s2, 2p5
- elektronovou konfiguraci prvků lze zapsat taky pomocí konfigurace nejbližšího vzácného plynu, např. Ca (vápník) se zapíše takto: Ca: [Ar] 4s2

Valenční elektron je elektron v atomovém obalu umístěný v energeticky nejvýše položené (tzv. valenční) vrstvě. Díky tomu se může podílet na vzniku chemických vazeb mezi atomy. Počet elektronů ve valenční slupce je specifický pro daný chemický prvek - podle něj jsou prvky rozděleny do sloupců periodické tabulky. Počet valenčních elektronů určuje maximální oxidační číslo atomu.

2. Periodicita vlastností, periodická tabulka prvků
Periodicky zákon
- autorem je D.I. Mendělejev a zákon zní takto: vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla
- empiricky odvozený zákon, který postihuje periodicky se opakující podobné fyzikální a chemické vlastnosti prvků
- dnes víme, že je to způsobeno postupným zaplňováním elektronových obalů, kdy se opakují stejné valenční konfigurace, které jsou zodpovědné za vlastnosti prvků

Na základě periodického zákona, resp. periodicity atomů prvků Mendělejev uspořádal prvky do PSP (periodické soustavy prvků).
Základem uspořádání prvků je jejich seskupení podle elektronového obalu tak aby ve skupinách nad sebou ležely prvky se stejným počtem valenčních elektronů. Přitom platí, že prvky, nacházející se ve společné skupině vykazují i podobné chemické vlastnosti. Někde bývá zvykem dělení skupin na hlavní a vedlejší, prvky v hlavních skupinách mají valenční elektrony ve sférách s a p, prvky vedlejších skupin doplňují valenční elektrony do slupek d a f.
PSP obsahuje 117 chemických prvků, z toho 94 je přírodních a 23 uměle připravených. Tabulku tvoří:
a) 7 period, řádků označených K až Q nebo (1 až 7), ořadové číslo periody je totožné s hlavním kvantovým číslem valenční vrstvy.
První perioda (n=1) - nacházejí se zde pouze dva prvky - vodík a helium. Je tomu tak proto, že první vrstva el. obalu obsahuje pouze jeden orbital s a k jeho úplnému obsazení jsou potřeba dva elektrony.
Druhá perioda (n=2) - obsahuje celkem osm prvků. Mají zcela zaplněnou první vrstvu a zbývající elektrony jsou umístěny ve vrstvě druhé (poslední).
Třetí perioda (n=3) - osm prvků této skupiny má své elektrony v orbitalech 1s, 2s, 2p, 3s a 3p. Orbitaly 3p a 3s jsou součástí třetí vrstvy.
Čtvrtá perioda (n=4) - obsahuje 18 prvků. Draslík a vápník zaplňují elektrony orbitaly 4s, ale elektrony následujících deseti prvků zaplňují orbitaly 3d. Tyto d-prvky doplňují elektrony do předposlední vstvy el. obalu a označují se jako přechodné. Posledních šest prvků se chová opět normálně.
Pátá perioda (n=5) - viz. čtvrtá perioda.
Šestá a sedmá perioda (n=6, n=7) - kromě přechodných prvků obsahuje i prvky
vnitřně přechodné, které doplňují elektrony do orbitalů f (f - prvky). V každé periodě jich je 14. V šesté periodě se řadí za lanthan a nazývají se proto lanthanoidy a v sedmé periodě se řadí za aktinium a nazývají se proto aktinoidy. Pro větší přehlednost jsou tyto prvky vyčleněny mimo samotnou tabulku. Kromě prvků přechodých a vnitřně přechodných existují i prvky nepřechodné. Jejich elektrony obsazují orbitaly s.
b) Svisle je PSP rozdělená do osmnácti skupin (8 skupin A a 8 skupin B – 3tí B skupina je tvořena třemi sloupci, triádou). V každé skupině jsou pod sebou seřazeny prvky, které mají stejné počty elektronů v poslední, případně v předposlední vrstvě elektronového obalu, což má za následek podobné chemické vlastnosti těchto prvků. Dle skupiny se dá odvodit i oxidační číslo některých prvků, např. Ia skupina má oxidační číslo I, IIa skupina oxidační číslo II, IIIa skupina má ale oxidační číslo V, a VIa skupina oxidační číslo II…
Prvky dělíme na s-prvky, p-prvky, d-prvky a f-prvky podle toho v jakém orbitalu se nacházejí valenční elektrony. Prvky jsou podle chemických vlastností zařazené v určitých skupinách se svým charakteristickým názvem:
alkalické kovy (IA od Li)
kovy alkalických zemin (IIA od Ca)
chalkogeny (VIA od S)
halogeny (VIIA)
vzácné plyny (VIIIA)
triáda (triáda) mědi (Cu,Ag,Au)
třída (triáda) železa (Fe,Co,Ni)
lehké platinové kovy (Ru, Rh, Pd)
těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt)
Periodicita a chemické vlastnosti
Existuje periodicita oxidačních čísel a vlastností prvků PSP.
Pro všechny prvky hlavních i vedlejších podskupin platí, že oxid (hydroxid, oxokyselina) odvozený od nižšího oxidačního čísla určitého prvku je vždy zásaditější (méně kyselý) než oxid odvozený od vyššího oxidačního čísla téhož prvku.
U prvků hlavních podskupin PSP stoupá kyselý charakter oxidů (hydroxidů, oxokyselin) v řadách zleva doprava a zásaditý charakter klesá. Ve sloupcích PSP zásaditý charakter vzrůstá a kyselý klesá.

3. Chemická vazba
Termínem chemická vazba se označuje spojení prvků (atomů) do větších celků, prostřednictvím valenčních elektronů (elektrony v neobsazených orbitalech).
K vzniku chemické vazby při takovém přiblížení atomů, že dojde k překryvu jejich orbitalů. Působí přitom přitažlivé i odpudivé síly mezi atomy, mezi jejich jádry a obaly. Pokud se tyto síly vyrovnají, vznikne nová molekula ve stavu s nejnižší energií. Proto jsou atomy v molekule stabilnější než když nejsou vázané.
Při vzniku chemické vazby odchází k uvolnění energie. Tato energie se nazývá vazebná energie a udává se v kJ/ mol.
Čím více energie se uvolní při vazbě, tím více je vazba stabilnější. Naopak na zrušení vazby je potřeba dodat stejně velkou energii jako vazebnou. Tato energie se nazývá tzv. disociační energie.
Při vzniku vazby dochází k překrytí orbitalů a k přerozdělení elektronové hustoty ve valenčních vrstvách. Pokud se orbitaly prekryjí v jednom míste, vzniká sigma vazba (jednoduchá). Hustota se nachází na spojnici mezi jádry. Tohle může nastat u všech orbitalů (s-s, p-p, s-p, d-d, p-d…).Pokud se orbitály překryjí na více místech, vzniká vazba násobná (dvojitá, pokud je jedna sigma a jedna pí vazba a trojitá pokud je jedna sigma a dvě pí vazby). Elektronová hustota je nad a pod spojnicí jader.
Elektronegativita je schopnost atomového prvku vyjadřující přitahovat vazebné elektrony. Podle povahy atomových interakcí a elektronegativity lze chemické vazby rozdělit na kovalentní ,iontové, kovové a síly van der Waalsovy.
a) vazba kovalentní
- dělí se na vazbu kovalentní polární (0,4 ≤ ∆X ≤ 1,7) a kovalentní nepolární (∆X < 0,4)
- je založena na rovnocenném sdílení vazebného elektronového páru oběma vázanými atomy
- může být vazba jednoduchá (vazba s), dvojná (překrývá se s a p orbital) nebo trojná (překrývají se s a dva p orbitaly)
- v molekulách složených atomů různých prvků je elektronová hustota v okolí jednoho atomu vyšší než v okolí atomu druhého. Molekula vytváří dipól. Na atomu s vyšší X je částečný záporný náboj, na atomu s nižší X je částečný kladný náboj. Toto se nazývá polarita chemické vazby
- příklady kovalentních vazeb: uhlovodíky, CL2, H2 – plynné nebo kapalné skupenství, diamant, křemen – pevné skupenství
b) koordinačně kovalentní vazba
- je to překryv volného orbitalu atomu se zaplněným orbitalem druhého. Jeden atom je akceptor, ten druhý donor, jedná se teda o donor-akceptorní vazbu
- na těchto vazbách je založená velká skupina látek – koordinační sloučeniny
c) iontová vazba
- hustota valenčních elektronů je přesunuta na elektronegativnější atom a vzniknou silné přitažlivé síly mezi nabitými částicemi (kationy a aniony)
- iontové sloučeniny jsou v běžných podmínkách krystalické látky, jsou rozpustné v polárních rozpouštědlech, vedou elektrický proud (NaCl, KF)
d) kovová vazba
- soudržné síly vyvolané elektrostatixkou interakcí mezi kationty kovu a elektronovým plynem v krystalu kovu.
- spojení atomů je pevné a proto kovové látky jsou pevné, kujné, tažné, elektricky vodivé, mají vyšší bod tání a varu
e) vazby van der Waalsovy
- jsou to velice slabé interakce a většinou jsou to vazby mezi H, F, O a N

Teorie hybridizace
-podle této teorie dochází k lineární kombinaci různých atomových robitalů, přičemž vznikají rovnocenné hybridní orbitály, které mají jiný tvar než původní, jsou schopné většího překryvu a teda mají větší pevnost vazeb
sp hybridizace – kombinací jednoho s a jednoho p orbitalu vznikají 2 hybridné sp orbitaly (např. BeCl2)
sp2 hybridizace – kombinací jednoho s a dvou p orbitalů vznikají 3 sp2 orbitaly (BF3)
sp3 hybridizace – kombinací 1 s a 3 p orbitalů vznikají 4sp3 orbitaly (tetraeder) (CH4)
- podobně se můžou kombinovat i d orbitaly

4. Chemické reakce, kinetika chemických procesů, chemická rovnováha

Chemické rovnice
Nejstručnější zápis chemického děje, vzniklé produkty jsou kvalitativně i kvantitativně odlišné od reaktantů.
Pro hmotnostní bilanci je nutné vyčíslení rovnice a dodržení druhu a počtu atomů na obou stranách rovnice.
Chemický děj je podmíněn změnou chemických vazeb.
Chemická vazba je interakce mezi stavebními částicemi látek, kterou zprostředkovávají vazebné elektrony.

Klasifikace chemických reakcí
Většina metalurgických procesů představuje heterogenní reakce, reagující látky jsou ve více fázích.
Reakce srážecí (slučovací), vylučovací

NH3(g) + HCl (g) → NH4Cl(s)
AgNO3 + NaCl → AgCl(s) + NaNO3
Při 16000C v roztavené oceli reaguje rozpuštěný kyslík v kovu s hliníkem za vzniku vměstků 3O + 2Al → Al2O3
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O ( kyselina fluorovodíková leptává sklo)

Reakce rozkladné ( často se uplatňují při výrobách látek)

2NH3 → N2 + 3H2
BaCO3 → BaO + CO2

Redoxní reakce (dochází k přenosu elektronů)

CuO + H2 → Cu + H2O
CO2 + C → 2CO
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Acidobazické reakce ( dochází k přenosu částice H+, nebo O2- mezi kyselinou
a zásadou)

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

Termochemické reakce
Při chemických dějích dochází ke změně vnitřní energie (entalpie H)
Reakčním teplem se zabývá termochemie
Reakční teplo reakce, při které vznikne jeden mol látky z prvků je slučovací teplo H0sl
Slučovací tepla prvků ( ve standardním stavu) se rovnají nule.
H0 = (v . H0sl. )kon. - (v . H0sl. )poč.


CH4(g) + 2O2(g) → CO2 (g) + 2H2O(g) ∆H = - 867kJ/mol (exotermická reakce)

Kinetika chemického děje
Reakční kinetika studuje časový průběh chemické reakce (tj. chemickou rychlost a podmínky chemické přeměny).


...
pokud chcete materiál celý, musíte si jej stáhnout (stažení je zdarma)

 
novinky

Přidat komentář

Ohodnoť materiál vyprac.otazky .


 
typ

Podobné materiály

Podobné materiály k materiálu: vyprac.otazky


 

lupa
Rychlá navigace
přejdi rychleji k hledaným materiálům


 
statistika
Statistika
Jak jsme na tom?

Studentů: 38563
Materiálů střední školy: 3603
Materiálů vysoké školy: 1593
Středních škol: 806
Vysokých škol: 63



© 2010 - 2019 Všichni Všem - Smluvní podmínky | Kde to jsem? | Kontakty | Reklama
Tento web používá k poskytování služeb, personalizaci reklam a analýze návštěvnosti soubory cookie. Používáním tohoto webu s tím souhlasíte. Další informace