Przygotowanie do matury

[dardfazer 1]

To co teraz zaprezentuje jest odzwierciedleniem w jaki sposób wiedza chemiczna ułożyła się u mnie w głowie:). Ten tok rozumienia i uczenia się chemii ma na celu maksymalne użycie układu okresowego, wytworzenie powiązań miedzy układem okresowym, budową pierwiastków, pisaniem wzorów substancji, określaniem rodzajów wiązań i wielu innych rzeczy. W tekście podaje tylko najważniejsze według mnie informacje. Kolejne rzeczy będę dodawał po kawałku, jeśli ktoś ma uwagi, propozycję proszę pisać na pw

1.Układ okresowy

Pierwiastki w układzie okresowym ułożone zgodnie ze wzrastającą ilością protonów (liczba atomowa).

Czyli jeśli np. wodór jest pierwszy oznacza to że ma 1 proton, węgiel jest 6 to znaczy, że ma 6 protonów itd.

Układ okresowy składa się z grup (strzałka w dół) i okresów --->(strzałka w prawo) . Pierwiastki znajdujące się w tej samej grupie mają podobne właściwości, tworzą związki o podobnej budowie.

Przykładem mogą być te same wzory tlenków w grupie II MgO , CaO, BeO.

2.Cząstki elementarne

Najważniejsze cząstki elementarne to proton, elektron neutron. Z tych cząstek zbudowane są atomy pierwiastków. Istnieje znacznie więcej cząstek elementarnych o których można sobie poczytać w podręcznikach.

Proton- jest oznaczany symbolem p posiada masę równą 1 u (jeden unit) oraz ładunek dodatni +1. Zapisujemy go w następujący sposób p

Masę zapisujemy w indeksie górnym natomiast ładunek w indeksie dolnym.

Elektron- jest oznaczany symbolem e posiada masę tak niewielką, że przyjmuję się, że ma masę 0, w przeciwieństwie do protonu obdarzony jest ładunkiem ujemnym. Zapisujemy go jako ⁰_-1e

Neutron- jak sama nazwa wskazuje jest to cząstka neutralna, nie posiada ona ładunku, posiada ona masę równą 1u.Zapisujemy go w następujący sposób ¹₀n

Masę zapisujemy w indeksie górnym natomiast ładunek w indeksie dolnym

3.Budowa atomu

W celu opisania budowy atomów stosuje się najczęściej model atomu Bohra. W uproszczeniu zakłada on że atom jak układ słoneczny. W centrum atomu znajduje się jądro w którym skupiona jest cała masa, czyli zawiera ono protony i neutrony. Na około jądra krążą po powłokach elektrony. Skoro w jądrze znajdują się protony to można powiedzieć, że ma ono „ładunek dodatni” dlatego przyciąga ono ujemnie naładowane elektrony. Ostatnia powłoka nazywana jest powłoką walencyjną.

Dlaczego elektrony „nie spadają na jądro”

http://www.swiatnauki.pl/pdf/jak_dlaczego/02_10.pdf

Na maturze często pojawiają się pytania o ilość protonów, neutronów, elektronów w atomie danego pierwiastka. Wszystkie te informacje można „wyciągnąć” z układu okresowego.

Jak już wcześniej napisałem pierwiastki ułożono w układzie wraz ze wzrostem liczby protonów. Czyli liczba atomowa oznacza zawartość protonów w jądrze.

Protony mają ładunek dodatni, elektrony ujemny, neutrony są obojętne. Protony i neutrony mają masę 1u elektrony 0.

Pojedynczy atom pierwiastka jest elektrycznie obojętny także jeśli w jądrze znajduje się 10 protonów to elektronów także musi być 10.

Liczba masowa to suma mas protonów i neutronów bo tylko one posiadają masę. Czyli by obliczyć ilość neutronów wystarczy od zaokrąglonej masy odjąć liczbę protonów.

Przykłady podaj liczbę p, n, e dla następujących pierwiastków. H, C, Ne, K

H- wodór ma liczbę atomową równą 1 więc ma 1 proton, skoro nie jest to jon to ładunek także musi być obojętny(0) czyli musi posiadać 1 elektron. Masa atomowa wodoru w układzie okresowym wynosi 1,008 także zaokrąglamy ją do 1. Różnica między masą atomową a liczbą atomową wynosi 0 także wodór nie posiada neutronów

H- 1p, 1e, 0n

C – węgiel jest 6 w układzie okresowym także ma 6 protonów, 6 elektronów. Masa atomowa węgla to po zaokrągleniu 12. 12 odjąć 6 to 6 z czego wynika że posiada 6 neutronów.

C- 6p, 6e, 6n

Ne- 10p, 10e,10n

Jony to atomy pierwiastków obdarzone ładunkiem (kationy- dodatnie(+), aniony- ujemne(-)). Powstają one w następujący sposób:

-kationy na skutek oddania elektronów , (kationami są najczęściej metale)

-aniony na skutek przyjęcia elektronów (anionami są najczęściej niemetale).

Wszystkie pierwiastki dążą do posiadania 8 elektronów na powłoce walencyjnej, tak jak gazy szlachetne. Metalom I i II grupy najłatwiej jest oddać elektrony. Z kolei niemetale posiadają już sporą liczbę elektronów i przyjęcie jednego czy dwóch jest dla nich łatwiejsze niż oddanie elektronów które posiadają.

„Zwykły” atom potasu ma 19p,19e,20n

Jon potasu K ⁺powstał na skutek oddania jednego elektronu z powłoki walencyjnej czyli ma on

19p, 18e, 20n.

Jon Mg ²⁺ powstał na skutek oddania dwóch elektronów z ostatniej powłoki

Jon Al ³⁺ powstał poprzez oddanie 3 elektronów z powłoki walencyjnej

Ilość powłok określa się na podstawie okresu w którym dany pierwiastek się znajduje. Czyli np. wapń leży w 2 grupie i 4 okresie czyli ma cztery powłoki na których rozmieszczone są elektrony.

By określić ilość elektronów na ostatniej powłoce wystarczy spojrzeć na numer grupy. Pierwiastki umieszczone w 1 grupie mają 1 elektron na ostatniej powłoce. W grupie drugiej dwa. Schemat powtarza się od grupy 13 do 18 gdzie pierwiastki mają kolejno 3,4,5,6,7,8 elektronów na ostatniej powłoce.

Powłoki nazywane są także literkami K, L, M, N, O, P, Q, gdzie K to ta najbliżej jądra. Każda powłoka ma swoją maksymalną liczbę elektronów (oczywiście na powłoce może znajdować się mniej elektronów ale nigdy więcej). Dla powłoki pierwszej są to 2 elektrony, dla drugiej jest to 8 elektronów dla 3 jest to 18 elektronów. By obliczyć ile elektronów zmieści się na danej powłoce można skorzystać ze wzoru 2n ² gdzie za n podstawiamy numer powłoki.

Dla przykładu weźmy Li. Ma on 3 protony 3 elektrony i 4 neutrony. Posiada on dwie powłoki elektronowe (bo leży w drugim okresie). Na pierwszej powłoce K znajdują się 2 elektrony, na drugiej L 1 (bo leży w pierwszej grupie).

Kolejny przykład Si ma 14 protonów 14 elektronów i 14 neutronów. Leży w 14 grupie i 3 okresie. Czyli ma 3 powłoki elektronowej. Na jego ostatniej powłoce M znajdują się 4 elektrony na K dwa na L osiem. Konfigurację elektronową zapisujemy w następujący sposób K2, L8.

4.Izotopy

Izotopy są to atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów.

Jeśli ktoś miesza w Toruniu to na pewno zna sklep o nazwie (to nie reklama) PDT (Powszechny Dom Towarowy).

No i akurat tak się zdarzyło, że pierwsze literki nazw izotopów wodoru to P D T czyli prot, deuter i tryt.

Warto zapamiętać, że Prot nie posiada w ogóle neutronów. Na pewno wielu z was zastanawia się dlaczego w układzie okresowym pierwiastki mają takie "dziwne" masy atomowe, przecież jeśli proton i neutron ma masę 1u to masy pierwiastków powinny być liczbami całkowitymi.

Otóż liczba podana w układzie okresowym jest średnią ważoną izotopów danego pierwiastka, które występują w przyrodzie. W przyrodzie Prot stanowi 99,98% natomiast pozostałe 0,02% to inne jego izotopy. Średnia izotopowa policzona jest dla wszystkich pierwiastków. Liczy się ją z następującego wzoru

5.Konfiguracja elektronowa (klatkowo), zakaz pauliego, reguła hunta.

Większość osób uczy się na pamięć jak zapisać konfigurację elektronową, nie jest to konieczne korzystając z proponowanego przeze mnie sposoby wystarczy układ okresowy. Ja chemii nigdy nie starałem się nauczyć (jestem zbyt leniwy), sam nie pamiętam czy sam wpadłem na ten sposób czy ktoś mi go przekazał, ale jest on na tyle skuteczny, że nawet gimnazjalista opanuje go w kilka minut.

By zacząć tłumaczyć należy najpierw powiedzieć, że I i II grupa układu okresowego to tak zwany blok s, 13-18 to blok p, natomiast 3-12 to blok d. Jest jeszcze blok f (lantanowce) ale takiej konfiguracji elektronowej raczej na maturze nikt nie każe pisać. Dodatkowo zakładamy, że Hel leży w grupie II i należy do bloku s. Hel posiada dwa elektrony na ostatniej powłoce tak jak Be dlatego mógłby być w II grupie, w grupie 18 znajduje się bo jest gazem szlachetnym. Dlaczego możemy tak sobie przyjąć? Bo w zasadzie cały układ okresowy jest to tylko "umowne" ułożenie pierwiastków i w zależności od kryteriów hel i wodór mogłyby być w innych grupach.

Wcześniej w punkcie 3 także pisałem konfigurację elektronową pierwiastków (K, L, M, N, P) jednak była ona znacznie uproszczona i opisywała tylko z grubsza położenie elektronów na powłokach.

Moja metoda polega na „przesuwaniu” palca po powłokach od lewej do prawej i zapisywania ile pierwiastków i w którym okresie się dotknęło. Weźmy Hel kładziemy palec przed wodorem i przesuwamy w stronę helu . Skoro byliśmy w pierwszym okresie to znaczy że jesteśmy na powłoce pierwszej i zapisujemy 1, był to blok s , dotknęliśmy dwóch pierwiastków stąd zapis 1s². Liczba przed literką oznacza numer powłoki, literka oznacza blok cyferka ilość elektronów.

Dla porównania będę pokazywał konfiguracje zapisana wcześniejszym sposobem

Hel K²

Hel 1s²

Teraz weźmy np. Beryl, żeby do niego dotrzeć tak samo zaczynamy od wodoru dotykamy ponownie wodoru i heli i zapisujemy 1s² , następnie kładziemy palec w drugim okresie przed litem, dotykamy litu i berylu i już dotarliśmy. Zapisujemy 2 (bo jesteśmy w 2 okresie), blok s (bo I, II grupa) 2s².

Cała konfiguracja dla berylu prezentuje się następująco

Beryl K²L²

Beryl 1s²2s²

Jak widać na razie nie ma żadnej znaczącej różnicy pomiędzy oboma sposobami zapisu.

Kolejnym pierwiastkiem którego konfigurację zapiszemy będzie tlen. Ponownie zaczynamy od wodoru i helu 1s2. Następnie udajemy się do drugiego okresu i przechodzimy przez lit i bery 2s2. Wkraczamy do bloku p, kolejnymi pierwiastkami których dotykamy są bor, węgiel, azot i ostatecznie tlen. Ponownie zapisujemy najpierw numer okresu 2, potem blok czyli p, a następnie ilość pierwiastków w bloku p których dotknęliśmy czyli 4. Zapisujemy to razem 2p4.

Ostateczna konfiguracja tlenu to

Tlen K2 L6

Tlen 1s2 2s2 2p4

Powoli zaczyna być widać różnicę między oboma zapisami. Literki s, p, d, oprócz tego że oznaczają „bloki” układu okresowego oznaczają także orbitale molekularne pierwiastków.

6.Elektroujemność

Jest to zdolność do przyciągania elektronów.

7.Wiązania chemiczne

8.Tlenki

9.Kwasy

10.Wodorotlenki

Sole

Właściwości pierwiastków

Edytowane 20 Kwiecień 2011 przez rafcio

[rafcio 13]

Bardzo ciekawe. Proste i zwięzłe. Rozumiem że elektroujemość będzie jeszcze rozwijana:) Czekam niecierpliwie na następne części.

[dardfazer 1]

Tak będę rozwijał na bieżąco. Prawdopodobnie będzie tam dużo więcej rzeczy. Postaram się wszystko ważne wytłuścić jednak na stronie jest to znacznie trudniejsze niż w wordzie. Jakby ktoś chciał żeby jakiś temat został opisany to proszę napisać. Fajnie by było gdyby przeczytał to ktoś kto przygotowuje się do matury i ocenił przydatność.

[nancy 0]

Ja za równy rok zdaję maturę - także skorzystam!

Teraz się uczę o mydłach i detergentach ^^

Trochę dziwne, że w 2 klasie liceum mam chemię organiczną, ale no cóż...

[kirus666 0]

Baaardzo przydatne. A możesz jeszcze napisać, z jakich książek się uczyłeś i jakie możesz polecić? ; )

[dardfazer 1]

Ogólnie to co pisze jest raczej zebraniem wiedzy zdobytej na studiach. W gim / liceum stroniłem od książek i chemii uczyłem się robiąc zadania. Moim zdaniem nauka chemii nie możne polegać na wkuwaniu wiedzy. Wiedza mam być narzędziem pomocnym w rozwiązywaniu zadań. Ważne są natomiast umiejętności, pisanie równań reakcji, uzgadnianie, obliczanie zadań.

Jeśli chodzi o książki to dla mnie wartościowe są:

Zbiór zadań Pazdro

Ćwiczenia rachunkowe z postaw chemii, Halina Kowalczyk-Dembinska (Cp, Cmol)

Chemia ,Stanisława Hejwowska, Operon- szczegolnie 2 część do chemii organicznej, w pierwczej nieźle się czyta o kwasach zasadach solach

Ćwiczenia operon (do podrecznika powyżej) zadania o tlenkach, kwasach, solach.

Ogolnie w każdej książce do chemii są praktycznie te same informacje:) tylko żeby się do nich dobrać trzeba czytać i oddzielać bajki od konkretów:P Teoretycznie po zapoznaniu się z moim tekstem powinno się znacznie przyjemniej czytać podrecznik do chemii bo majac podstawe można do niej dodawać ciekawostki.

Ja w wolnym czasie będe dalej kontynuował moje wypociny, w których będę się starał zachować formę min bajek maksimum konkretów.

[RobotLbn 0]

Bardzo ciekawy materiał z 1 klasy !!! Osobiście robiłem notatki co zawsze jest na maturze a to mi dopomogło STAWIAM + !!!

[RobotLbn 0]

A ja od siebie rozwinę punkt 6 i 7

6.Elektroujemność miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka

Dzięki niej możemy wyprognozować jakie wiązanie występuje pomiędzy cząsteczkami heteroatomowymi jak HF czy SO

Wyczytać ją możemy z układu okresowego .

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od np układu atomów ale również stopnia utlenienia, hybrydyzacji

7. Wiązania chemiczne

Wyróżniamy wiązania Jonowe , kowalencyjne spolaryzowane i niespolaryzowane

Żeby dowiedzieć się z jakim rodzajem wiązania mamy do czynienia odejmujemy elektroujemności 2 Pierwiastków (zawsze większe od mniejszego )

I jeśli różnica elektroujemności wynosi powyżej 1.7 mamy do czynienia z jonowym , jeśli od 1.7 do 0.4 to z kowalencyjnym spolaryzowanym

Jeśli zaś różnica wynosi od 0 do 0.4 to jest to wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane .

Warto zapamiętać w cząsteczkach homoatomowych np. H2 , O2 , S2 Występuje zawsze Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane !!!

[CTX 1]

A ja od siebie rozwinę punkt 6 i 7

6.Elektroujemność miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka

Dzięki niej możemy wyprognozować jakie wiązanie występuje pomiędzy cząsteczkami heteroatomowymi jak HF czy SO

Wyczytać ją możemy z układu okresowego .

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od np układu atomów ale również stopnia utlenienia, hybrydyzacji

7. Wiązania chemiczne

Wyróżniamy wiązania Jonowe , kowalencyjne spolaryzowane i niespolaryzowane

Żeby dowiedzieć się z jakim rodzajem wiązania mamy do czynienia odejmujemy elektroujemności 2 Pierwiastków (zawsze większe od mniejszego )

I jeśli różnica elektroujemności wynosi powyżej 1.7 mamy do czynienia z jonowym , jeśli od 1.7 do 0.4 to z kowalencyjnym spolaryzowanym

Jeśli zaś różnica wynosi od 0 do 0.4 to jest to wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane .

Warto zapamiętać w cząsteczkach homoatomowych np. H2 , O2 , S2 Występuje zawsze Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane !!!

Trzeba wiedzieć, że określając rodzaj wiązania możemy jedynie określić udział konkretnego wiązania np. jonowego w rozpatrywanym wiązaniu. Gdy różnica elektroujemności wynosi powyżej 1,7 to mówimy o PRZEWADZE wiązania jonowego. Wyjątek stanowi HF gdzie pomimo, że różnica elektroujemności >1,7 to wiązanie jest kowalencyjne spolaryzowane. Praktycznie każde wiązanie chemiczne jest mniej lub bardziej spolaryzowane- a właśnie wyjątkiem są wiązania w dwuatomowych cząsteczkach tego samego pierwiastka co wynika z równomiernego rozmieszczenia ładunków pomiędzy atomami. Wiązania jonowe są tak bardzo spolaryzowane, że w praktyce następuje prawie całkowite przeniesienie elektronów na atom jednego z pierwiastków (bardziej elektroujemnego) i wtedy mamy do czynienia z powstaniem różnoimiennych jonów. Można też dodać, że substancje jonowe tworzą krystaliczne sieci jonowe i są rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych tj. mających duży moment dipolowy. W obrębie cząsteczki rozpuszczalnika polarnego następuje jej polaryzacja czyli uwidacznia się ładunek dodatni i ujemny w różnych miejscach.

Siła przyciągania pomiędzy kationami a anionami w cząsteczcze jonowej jest związana z siłami kulombowskimi(to chyba jasne...). Jeśli ma się ona znaleźć w ośrodku o przenikalności elektrycznej "epsilon" to będzie ona wynosiła F=(q^-*q⁺)*(3*"pi"*r²*"epsilon")^-1. Czyli siła ta jest odwrotnie proporcjonalna do wartości epsilon. Przykładowo woda, typowo polarny rozpuszczalnik, którego przenikalność elektryczna wynosi aż 82-krotność przenikalności elektrycznej próźni zmniejszy siłę przyciągania F do 1% jej początkowej wartości. Jeśli rozpuszczalnik będzie miał mniejszą przenikalność dielektryczną tym słabszym jest rozpuszczalnikiem dla substancji jonowej. Redukowanie siły przyciągania przez rozpuszczalnik wynika ze zdolności solwatowania czyli otaczania cząstek rozpuszczalnika(ogólnie utrzymania w roztworze) jonów substancji rozpuszczonej(jeśli założymy, że solwatacja jest niejako procesem kompleksowania jonów to wtedy cząsteczki rozpuszczalnika nazwiemy ligandami) . Przy czym większe znaczenie ma ona przy solwatowniu kationów, ponieważ są one mniejsze. Proponuję się jeszcze zastanowić jaki związek jest pomiędzy przenikalnością elektryczną rozpuszczalnika a momentem dipolowym jego cząsteczki, dlaczego w rozpuszczalnikach niepolarnych takich jak CCl₄ moment dipolowy jest równy 0 ?

Tyle, z tego wynika zasada, że podobne rozpuszcza podobne.

Co do elektroujemności to są różne jej skale, pamiętajcie. Ich odmienne wartości polegają na innych metodach pomiaru. Najdokładniej opisująca stan rzeczywisty jest skala Mullikena bo bierze pod uwagę to w jakim zwiazku występują pierwiastki, nie jest więc jej wartość stała dla danego pierwiastka tylko zalezy od typu związku w jakim występuje ten atom.

@dardfazer

Mówisz, że właściwości chemiczne są podobne w grupie. Zasadniczo jest to prawda ale zobacz na przykład na anomalne właściwości kationu berylu czy tam Li+, który jest podobny raczej do Mg2+ niż litowców, wytłumacz z czego to wynika, co to polaryzowalność atomu jak się zmienia w grupie, jak się elektroujemność rozkłada na układzie okresowym itd.

Nie reguła hunta tylko Hunda.. Nie zakaz pauliego tylko Pauliego. Napisałeś, że nie trzeba się uczyć konfiguracji elektronowej na pamięć. Może i masz rację ale pamiętaj, że czasem korzytniejsze energetycznie jest gdy elektron zaczyna obsadzać kolejną, nową powłokę niż do pełna poprzednią. Tak ma chociażby miedź oraz kilka innych pierwiastków, trzeba te wyjątki znać.

[rafcio 13]

Również do matury z chemii polecam zadania, które są na portalu:

http://biomist.pl/chemia/najprostsze-obliczenia-chemiczne/2692