Chemia budowlana - opracowanie teorii na egzamin - budownictwo PDF

Preview

Summary

dr hab. inż. Krzysztof Wojciechowski...

Description

1. Teoria budowy atomu, cząstki elementarne, izotopy. Jądro atomowe jest bardzo małe w porównaniu z atomem, znajduje się w jego centrum i w nim skupiona jest prawie cała masa atomu, w jego skład wchodzą protony i neutrony(nukleony). Chmura elektronowa to obszar, w którym istnieje prawdopodobieństwo znalezienia elektronów, zaś powłoka elektronowa to część chmury elektronowej, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe Protony mają ładunek elektryczny +1 i masę=1u. Neutrony nie mają ładunku a ich masa=1u. Elektrony mają ładunek elektryczny –1 i masę prawie 2000 razy mniejszą od masy protonu. Liczba protonów w jądrze atomu jest równa liczbie elektronów w chmurze elektronowej i nazywa się liczbą atomową Z. Liczba nukleonów to liczba masowa A A Każdy atom można opisać za pomocą liczby atomowej i masowej: Z E . Teoria budowy materii J. Daltona zakłada, że: -Pierwiastki składają się z niewielkich cząstek materii zwanych atomami. -Atomy to najmniejsze cząstki materii, dalej już niepodzielne. -Atomy tych samych pierwiastków są jednakowe i mają te same właściwości. Izotopy to odmiany pierwiastka, których atomy mają taką samą liczbę protonów a różną liczbę neutronów. Masa atomowa jest średnią ważoną mas izotopów i ich udziałów procentowych w mieszaninie. Np. wodór ma trzy izotopy: prot(l. neutronów: 0), deuter(1), tryt(2). Cząstka elementarna – cząstka, będąca podstawowym budulcem, czyli najmniejszym i nieposiadającym wewnętrznej struktury. Z cząstek elementarnych zbudowane są wszystkie inne cząstki. Na przykład atomy zbudowane są z mniejszych cząstek takich jak elektrony, protony i neutrony. Protony i neutrony są również cząstkami złożonymi z innych, bardziej podstawowych cząstek – kwarków. 2. Promieniotwórczość naturalna, szybkość rozpadu promieniotwórczego, izotopy i ich właściwości. Promieniotwórczość naturalna - samorzutny rozpad jąder pierwiastka, któremu towarzyszy emisja promieniowania. Trwałe są tylko te jądra, w których stosunek protonów do neutronów jest bliski 1. Szybkość rozpadu promieniotwórczego – określa ilość atomów, które uległy rozpadowi w czasie, w jakim on nastąpił. Dla każdej substancji promieniotwórczej określa się czas, po którym połowa jąder zawartych w substancji promieniotwórczej ulega rozpadowi(czas połowicznego rozpadu).

dN  N dt N ln  t N N 0 e  t N0

V 

gdzie: λ – stała szybkości rozpadu, N - liczba jąder promieniotwórczych, t – czas rozpadu. Izotopy promieniotwórcze – izotopy, których jądra atomów są niestabilne i samorzutnie ulegają przemianie promieniotwórczej. Zbudowane są z atomów, które ulegają samoistnym przemianom, tworząc tym samym atomy innych pierwiastków, czemu towarzyszy emisja promieni α, β i γ, zjawisko takie nazywa się promieniotwórczością naturalną. Stosuje się je jako wskaźniki promieniotwórcze do: dyfuzji własnej, określenia rozpuszczalności substancji trudno rozpuszczanych, określenia wieku zjawisk archeologicznych, badania mechanizmów reakcji chemicznych, modyfikacji cech przedmiotów naświetlanych. 3. Teoria Bohra budowy atomu, orbitale atomowe, porządek zapełniania orbitali i ich kształt, liczby kwantowe. Teoria Bohra budowy atomu: Teoria budowy atomu wodoru, zakładająca, że elektron krąży wokół jądra po orbitach kołowych o ściśle określonych promieniach jako naładowany punkt materialny, przyciągany do niego siłami elektrostatycznymi. Bohr założył, że atom wydziela promieniowanie tylko gdy elektron przechodzi między orbitami. I postulat: Energie elektronów są ściśle określone, moment pędu elektronu musi być kwantowy. m – masa elektronu, v - prędkość, r - promień orbity, n - numer powłoki II postulat: Przy przejściu elektronu między orbitami p i n, którym odpowiadają stany energetyczne, Ep i En energia zostaje wypromieniowana w postaci fali elektromagnetycznej v – częstotliwość, Ep i En – energie stanów początkowego i końcowego. Przestrzeń wokół jądra atomu, gdzie występuje największe prawdopodobieństwo napotkania elektronu nazywana jest orbitalem. Im dalej od jądra znajdują się elektrony, tym większa jest energia orbitalu. Kształt orbitalu zmienia się wraz z jego energią, jest zależny od pobocznej liczby kwantowej, która przyjmuje wartości od 0 do n-1, gdzie n – główna liczba kwantowa. Wartość 0 odpowiada orbitalowi s, 1 – p, 2 – d, 3 – f.

Kolejność zapełniania orbitali elektronowych jest następująca:

Zapełnianie orbitali następuje kolejno według wzrastającej energii. Liczby kwantowe opisują elektrony znajdujące się w obrębie chmury elektronowej danego atomu, wyróżniamy: -n – główna liczba kwantowa, opisuje odległość elektronu od jądra. -l – poboczna liczba kwantowa, opisuje kształt orbitalu, przyjmuje wartości od 0 do n-1. -m – magnetyczna liczba kwantowa, opisuje kierunek obrotu orbitali wokół własnych osi. 4. Prawa chemiczne, stechiometria reakcji. Prawo zachowania masy: we wszystkich reakcjach chemicznych suma mas produktów jest równa sumie mas substratów. Prawo stosunków stałych: na daną liczbę atomów danego pierwiastka w związku chemicznym przypada stała liczba atomów innego pierwiastka.

H 2 SO4  2 : 32 : 64  2,04% : 32,65% : 65,31% Prawo stosunków wielokrotnych: jeśli dwa pierwiastki tworzą ze sobą dwa lub więcej związków, to masy jednego z nich z taką samą masą drugiego mają się do siebie jak proste liczby naturalne. Np.

N 2O , NO, NO 2 , N 2 O5 0,5 1 : 2 : 1,5 2,5 1 : 2 : 4 : 3 : 5. Prawo objętości Gay-Lussaca: objętości substancji gazowych biorących udział w reakcji mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

1obj.H 2  1obj.Cl 2  2 HCl 2obj.H 2  1obj.O 2  2obj.H 2O Stechiometria – dział chemii zajmujący się stosunkami masowymi, w jakich reagują pierwiastki i związki chemiczne. W obliczeniach stechiometrycznych wykorzystuje się oprócz wzorów i równań chemicznych również podstawowe pojęcia i prawa chemiczne, fizyczne prawa stanu gazu oraz różne sposoby podawania stężeń roztworów. Równanie reakcji chemicznej przedstawi rodzaje biorących w niej udział substratów jak i ich stosunki ilościowe. V – współczynniki stechiometryczne, M – masy molowe substancji

H 2  Cl2  2 HCl VH 2 M H 2  VCl 2 M Cl 2  VHCl M HCl VH 2  1 VCl 2  1 VHCl 2 VH 2 M H 2 VCl 2 M Cl 2  VHCl M HCl 0 W jednakowych warunkach temperatury i ciśnienia substancje stałe odpowiadające gramoatomowi pierwiastka lub cząsteczki a także objętości molowe gazów składają się z jednakowej liczby cząsteczek równej tzw. liczbie Avogadro.

1 atom , 273,15K  N a  l .Avogardo (6,022 10  23 mol  1 ) 1 mol H

2

 2,015g

Masa jednego atomu : 1,00794u

Gęstość – to stosunek masy do objętości roztworu.

1,00794 Masa atomu wodoru : mH  NA

5. Układ okresowy pierwiastków, omówić założenia podziału na okresy i grupy, okresowość zmian właściwości pierwiastków, pierwiastki bloków s, p, d i f. Układ okresowy pierwiastków to zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich rosnącej liczby atomowej. Pierwiastki w układzie zostały pogrupowane według ich cyklicznie powtarzających się podobieństw właściwości. Po lewej stronie układu okresowego znajdują się metale, a po prawej niemetale. Układ okresowy składa się z 18 grup (linie pionowe) i 7 okresów (linie poziome). Pierwiastki należące do tej samej grupy mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych, czyli elektronów znajdujące się na ostatniej najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej(walencyjnej), a tym samym podobne właściwości chemiczne. Nazwy grup pochodzą od pierwiastka rozpoczynającego grupę (z wyjątkiem grupy 1. litowców). Każdy z 7 okresów zaczyna się aktywnym metalem, a kończy nieaktywnym gazem szlachetnym. Numer okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek, określa liczbę powłok elektronowych zajętych przez elektrony. Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w okresie następnym. Elektroujemność, czyli zdolność pierwiastka do przyjmowania elektronów w cząsteczkę, wzrasta w górę oraz w prawą stronę układu okresowego. Wielkości atomów (objętości poszczególnych atomów) rosną w dół i w lewą stronę układu okresowego. Konfiguracja elektronowa wyznacza podział na bloki s,p,d i f: -blok s – pierwiastki grupy 1 i 2, -blok p – grupy od 13 do 18, -blok d – grupy od 3 do 12, -blok f – lantanowce i aktynowce. 6. Pierwiastki grup głównych i pobocznych, właściwości atomowe i zespolone, omówić właściwości czterech wybranych pierwiastków z grup głównych. Wyróżnia się dwa rodzaje grup pierwiastków: -grupy główne: 1 i 2 oraz 13 do 18, -grupy poboczne: grupy od 3 do 12 W 1 grupie znajdują się litowce: lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Wodór ze względu na odmienne właściwości nie zalicza się go do litowców. To najbardziej aktywne metale. Są bardzo miękkie. W 2 – berylowce: beryl, magnez, wapń, stront, bar i rad. W 3 – skandowce: skand, itr, lutet, lorens. Grupa 4 - tytanowce, grupa 5 - wanadowce, grupa 6 - chromowce, grupa 7 - manganowce, grupa 8 - żelazowce, grupa 9 - kobaltowce, grupa 10 - niklowce, grupa 11 - miedziowce, grupa 12 - cynkowce, grupa 13 - borowce, grupa 14 - węglowce, grupa 15- azotowce, grupa 16 - tlenowce, grupa 17 - fluorowce, grupa 18 - gazy szlachetne (helowce). Wodór – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 1, niemetal z bloku s układu okresowego, jest to bezbarwny gaz, bez smaku i zapachu, prawie nierozpuszczalny w wodzie, lżejszy od powietrza 14 razy, jest gazem palnym, który tworzy wodorki. Potas – pierwiastek pierwszej grupy układu okresowego, jest metalem bardzo miękkim i aktywnym pierwiastkiem. W kontakcie z wodą i kwasami zapala się i często wybucha. Reaguje z alkoholami, w kontakcie z powietrzem może się zapalić, stąd przechowuje się go w nafcie lub oleju parafinowym. Wapń – pierwiastek chemiczny z grupy berylowców. Jest aktywnym, dwuwartościowym metalem, reaguje z tlenem tworząc tlenek wapnia, który z kolei w reakcji z wodą tworzy wodorotlenek wapnia. Reaguje też z wieloma niemetalami, tworząc min. chlorki, bromki, czy siarczki. Azot – pierwiastek bezbarwny gaz, bez zapachu i smaku, bardzo mało aktywny. Azot stanowi około 80% atmosfery. W podwyższonej temperaturze reaguje z metalami dając azotki, np. z wodorem tworzy amoniak, a z tlenem tlenki azotu. 7. Wiązania chemiczne, rodzaje, właściwości, cząsteczka wodoru i metanu, zasady tworzenia wiązań pojedynczych i wielokrotnych, wiązanie metaliczne. Wiązanie chemiczne to połączenie atomów występujące w cząsteczkach i sieciach krystalicznych. Na atomy działają siły wywołane wymianą elektronów, o większej wartości, lub siłami van der Waalsa, o mniejszej. Wiązania chemiczne można podzielić na: -kowalencyjne, -jonowe, -metaliczne. Rodzaj wiązania decyduje o stanie skupienia, temperaturze topnienia i przewodnictwie elektrycznym. Wiązanie kowalencyjne – powstaje w wyniku uwspólnienia jednej lub kilku par elektronowych wiążących się atomów, w wyniku czego każdy z nich zachowuje się tak, jakby miał trwałą konfigurację gazu szlachetnego. Powstaje gdy różnica elektroujemności ΔE...