Chemia
maarcelaXDD
2021-09-15 06:15:27
1) Opisz położenie CYNY w UOP.   2) Opisz budowę atomową WAPNIA; opisz: liczbę atomową, masową, elektrony walencyjne, ładunek jadra atomowego, strefy elektronowej i całego atomu.   3)Co to znaczy, że acetonowy rztw lak. jest 33%, a ocet jest 10%?   4)Ile czystego spirytusu znajduje się w 600g 40% wódki? Ile jest tam wody? Oblicz objętość spirytusu i wody jeżeli g spirytusu=0,75g/ml  
Odpowiedź
Paweł11749
2021-09-15 06:56:49

Specyficzne właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków wynikają z konfiguracji elektronowej atomów a w szczególności struktury najbardziej zewnętrznych powłok elektronowych (tzw. powłok walencyjnych) mających decydujący wpływ na przykład na wartościowość, czyli liczbę wiązań chemicznych, które mogą te atomy utworzyć. Strukturę powłoki elektronowej atomu określa się dla stanu podstawowego podając główną liczbę kwantową n (odpowiadającą głównej powłoce), następnie symbol literowy orbitalu (podpowłoki): s, p, d, f informujący o pobocznej liczbie kwantowej l oraz prawy wskaźnik górny pisany tak, jak wykładnik potęgowy, oznaczający liczbę elektronów w danym stanie. I tak np. symbol 1s1 oznacza najniższą powłokę elektronową K obsadzoną jednym elektronem zajmującym orbital s. W ustalaniu konfiguracji elektronowej pierwiastków układu okresowego pomocne są ogólne reguły zapełniania kolejnych orbitali: Elektrony zajmują kolejne orbitale na kolejnych powłokach tak, aby atom jako całość posiadał jak najniższą energię. Liczba elektronów, mogących zajmować powłokę określona jest zakazem Pauliego mówiącym, że dwa identyczne elektrony nie mogą zapełniać tego samego stanu. W związku z tym na orbitalach s mogą znajdować się maksymalnie 2 elektrony, na p - 6, na d - 10 i na f -14. W przypadku orbitali zdegenerowanych, (t.j. o tej samej energii) kolejność ich zapełniania określona jest regułą Hunda (zasada jak największej liczby niesparowanych elektronów) zgodnie, z którą najpierw wypełniany jest jeden z orbitali przez elektrony o tym samym spinie, następnie w ten sam sposób kolejny z orbitali, a po zapełnieniu wszystkich dopełniane są orbitale już częściowo zapełnione przez elektrony o spinie przeciwnym. Zasadniczo energia elektronów zależy od numeru zajmowanej przez nie powłoki (głównej liczby kwantowej n). W następnej kolejności odgrywa wartość pobocznej liczby kwantowej. Dlatego w pierwszych 3 powłokach w kolejności najpierw zapełniane są orbitale s, a następnie p. Wpływ pobocznej liczby kwantowej może być tak duży, że niektóre poziomy energetyczne d lub f z niższej powłoki będą charakteryzowały się wyższą energią od poziomów z powłoki wyższej. Wcześniej zapełnia się orbital 4s niż 3d, 5s niż 4d, 6s niż 4f, pomimo że niżej leżące powłoki elektronowe nie zostały całkowicie wypełnione. W niektórych przypadkach można zaobserwować wyjątki w kolejności zapełniania powłok. Zapełnianie orbitalu 3d w przypadku Cr i Cu przebiega ze zmianą kolejności w zapełnianiu podpowłoki 4s w stosunku do 3d (tzw. promocji), której nie da się przewidzieć na podstawie przedstawionych powyżej ogólnych zasad. Podobne wyjątki można zaobserwować wśród pozostałych miedziowców oraz wśród lantanowców i aktynowców. Ogólną kolejność zapełniania poszczególnych orbitali przedstawia Tabela 3.   Tabela 3. Schemat kolejności zapełniania powłok atomowych w układzie okresowym.   Powyższy schemat odzwierciedla też zasady rozmieszczenia pierwiastków w układzie okresowym. Typ orbitalu atomowego pierwiastka, w którym znajdują się elektrony walencyjne determinuje “blok”, do którego ten pierwiastek należy. Grupa 1 i 2 należy do bloku s, grupy 13-18 do bloku p (za wyjątkiem helu), grupy 3-12 do bloku d, a lantanowce i aktynowce (za wyjątkiem lantanu i aktynu) do bloku f. Liczba elektronów walencyjnych określa rodzinę, lub grupę pierwiastka. Całkowita liczba w pełni lub częściowo zapełnionych powłok elektronowych jest równa okresowi, w którym znajduje się pierwiastek. Ponieważ najbardziej zewnętrzne elektrony decydują o właściwościach chemicznych zwykle podaje się konfigurację ostatnich powłok wraz z poprzedzającym je symbolem gazu szlachetnego, który określa powłoki należące do tzw. rdzenia atomowego np. dla strontu - [Kr] 5s2.   Zależności w grupach Przesuwając się wzdłuż grup od najlżejszego pierwiastka do najcięższego można zauważyć, że elektrony walencyjne znajdują się na tym samym typie orbitalu, lecz o coraz większej energii i średniej odległości od jądra atomowego. Przykładowo elektrony walencyjne 2 grupy (berylowców) mają dwa elektrony obsadzające orbital s (konfiguracja typu ns2). W atomach pierwszego pierwiastka grupy - berylu zajmują one 2 powłokę o niskiej energii (orbital 1s został już całkowicie zapełniony) a w atomach radu powłokę 7 znacząco dalej odległą od jądra niż powłoki o niższej energii. W związku z tym wraz ze wzrostem numerów kolejno obsadzanych powłok w grupie rośnie promień atomowy pierwiastków. Jednocześnie każdy z kolejnych pierwiastków grupy posiada niższą energię jonizacji potrzebną do oderwania elektronu. Podobnie można zaobserwować systematyczny spadek elektroujemności z powodu rosnącej odległości elektronów walencyjnymi od jądra. Liczba elektronów walencyjnych decyduje o maksymalnej wartościowości pierwiastka. W przypadku berylowców wynosi ona II. W związku z tym pierwiastki te tworzą związki tego samego typu np.: tlenki - BeO, MgO, CaO itd., chlorki – CaCl2, SrCl2, BaCl2 i inne. Ze względu na kulisty kształt orbitalu s oraz małą elektroujemność (dużą elektrododatniość) pierwiastki w tej grupie zwykle tworzą wiązania jonowe o bezkierunkowym charakterze. Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem w tej grupie jest promieniotwórczy rad. W grupie 17, znanej jako halogenki, pierwiastki posiadają dokładnie jeden brakujący elektron potrzebny do utworzenia całkowicie wypełnionych powłok elektronowych. Dlatego w reakcjach chemicznych mają tendencje do przyłączania elektronów. Właściwość ta jest najbardziej widoczna w przypadku fluoru (najbardziej elektroujemny pierwiastek w całym układzie okresowym) i stopniowo obniża się wraz z rosnącym okresem. W rezultacie wszystkie halogenki mogą tworzyć beztlenowe kwasy o ogólnej postaci HX takie jak kwas chlorowodorowy, fluorowodorowy, bromowodorowy i jodowodorowy. Moc tych kwasów wzrasta wraz z wyższym okresem. Pierwiastki z tej grupy, za wyjątkiem fluoru, mogą tworzyć też kwasy tlenowe typu HXO, HXO2, HXO3, HXO4, w których wykazują dodatnie stopnie utlenienia (odpowiednio: +1,+3,+5 i+7). Istnienie tych kwasów jest możliwe dzięki większej elektroujemności tlenu niż chlorowca. Wszystkie pierwiastki grupy 18 – gazy szlachetne posiadają w pełni obsadzone powłoki walencyjne. Oznacza to, że nie muszą tworzyć wiązań z innymi atomami w celu uzyskania całkowicie wypełnionej powłoki walencyjnej i dlatego są zdecydowanie mniej podatne do tworzenia trwałych związków niż pierwiastki innych grup. W warunkach normalnych helowce są bezwonnymi, bezbarwnymi jednoatomowymi gazami. Hel jest najbardziej obojętnym pierwiastkiem spośród wszystkich gazów szlachetnych. Reaktywność w tej grupie rośnie jednak wraz z okresem - pozostałe helowce są w stanie tworzyć związki z powodu większych rozmiarów powłok elektronowych. Znane są nieliczne związki gazów szlachetnych (głównie halogenki), których cząsteczki trwałe mogą istnieć jedynie w stanie wzbudzonym jak np. fluorki argonu ArF i kryptonu KrF, chlorek ksenonu XeCl otrzymywane m.in. w trakcie wyładowań elektrycznych w mieszaninach rozrzedzonych gazów. Zależności w okresach Podobnie do zależności w grupach, pierwiastki znajdujące się w tym samym okresie wykazują trendy m.in., w promieniach atomowych, energiach jonizacji oraz elektroujemności. Promień atomowy maleje zwykle z lewej na prawą stronę okresu. Dzieje się tak, dlatego ponieważ każdy z następnych pierwiastków posiada o jeden proton i elektron więcej, co sprawia, że elektrony przyciągane są bliżej w kierunku jądra atomowego. Spadek promienia atomowego powiązany jest ze wzrostem wartości energii jonizacji ze względu na mniejszą średnią odległość elektronów od jądra. Podobnie jak energia jonizacji zmienia się elektroujemność pierwiastków. Powyższe trendy najwyraźniej widoczne są w grupie metali przejściowych (zewnętrznoprzejściowych). Zwyczajowo nazwa tej grupy odnosi się pierwiastków znajdujących się w bloku d (grupy 3 do 12) układu okresowego włączając cynk, kadm i rtęć. Z drugiej strony zgodnie z definicją IUPAC, metal przejściowy jest “pierwiastkiem, którego atom posiada niepełną podpowłokę d lub może tworzyć kationy z niekompletną powłoką d”. Należy zauważyć, że zgodnie z tą definicją cynk, kadm i rtęć są wyłączone z grupy metali przejściowych, ponieważ posiadają kompletną konfigurację elektronową d10. Znane jest jedynie parę związków tych pierwiastków, w których istnieją jony tych metali z częściowo wypełnionymi podpowłokami d. W szczególności rtęć(I) nie tworzy pojedynczych jonów z niepełną podpowłoką d lecz występuje w cząsteczkach dwuatomowych Hg22+. Pomimo, że położenie w długich okresach sugerowałoby zaliczenie cynkowców do metali przejściowych to jednak swoimi właściwościami wynikającymi z zamkniętej podpowłoki d zbliżają się raczej do pierwiastków grup głównych. Wiele interesujących właściwości pierwiastków przejściowych jest wynikiem ich częściowo wypełnionych orbitali. Okresowe zmiany właściwości w bloku d są o wiele bardziej widoczne niż w reszcie układu okresowego. Pierwiastki przejściowe są metalami o srebrzystej barwie (z wyjątkiem miedzi i złota), mają zwykle wysoką gęstość, wytrzymałość na rozciąganie, wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Jak wiele innych właściwości tych pierwiastków jest to wynikiem zdolności elektronów orbitalu d do jednoczesnego tworzenia kilku wiązań, czyli tzw. delokalizacji elektronów w sieci krystalicznej. W materiałach metalicznych parametry wytrzymałościowe silnie związane są z liczbą elektronów dzielonych pomiędzy atomami. Do innych szczególnych właściwości pierwiastków przejściowych należy: • tworzenie barwnych związkow • różnorodność stopni utlenienia (np. w Mn: +II, +III, +IV, +V, +VI, +VII) • katalityczne właściwości • tworzenie jonów kompleksowych (w tym akwakompleksów) • właściwości paramagnetyczne lub ferromagnetyczne z powodu obecności niesparowanych elektronów. W przeciwieństwie do grup 1 i 2 jony metali przejściowych posiadają wiele trwałych stopni utlenienia, ponieważ mogą oddawać elektrony d bez wysokich kosztów energetycznych. Na przykład mangan posiada dwa elektrony w podpowłoce 4s i pięć w elektronów 3d, które równie łatwo mogą być usunięte. Stąd managan w związkach może przyjmować stopnie utlenienia (od +2 do +7). Osm i ruten wyjątkowo mogą występować nawet na +8 stopniu utlenienia. Generalnie jony o wyższych stopnia utlenienia mają właściwości utleniające a o niższych redukujące. Możliwość przyjmowania zmiennych stopni utlenienia tłumaczy katalityczne właściwości pierwiastków przejściowych. W reakcjach katalitycznych metale te bowiem mogą tworzyć różnego typu związki pośrednie umożliwiając powstawanie alternatywnych dróg reakcji o niższej całkowitej energii aktywacji.  Biorąc pod uwagę nakładanie się trendów w grupach i okresach można stwierdzić, że powyższe właściwości zmieniają się najsilniej po przekątnej układu okresowego. I tak, największą elektroujemność posiada fluor (9) a najmniej elektroujemnym (najbardziej elektrododatnim) jest frans (87). Analogicznie, w górnym, prawym rogu tablicy Mendelejewa znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym rogu - pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.

Dodaj swoją odpowiedź