Sk?ad atomu, typowe reakcje, wi?zania chemiczne
Skład atomu: Główne części każdego atomu to jądro atomowe i
elektrony przemieszczające
się wokół niego po orbitach. Przestrzeń, w której poruszają się elektrony nazywa się strefą elektronową. Średnica jądra atomowego to zaledwie 1/10000 średnicy całego atomu. Jądro zwiera dwa rodzaje cząstek elementarnych: protony i neutrony. Masa neutronu jest w przybliżeniu równa masie protonu. Masa całego atomu zleży wyłącznie od masy jądra atomowego, czyli o sumy mas neutronów i protonów w tym jądrze.
atom jako całość jest układem trwałym. Pomiędzy protonami i elektronami występują jednoczesne siły przyciągani spowodowane tym iż maja one różnoimienne ładunki elektryczne. Protony obdarzone
są dodatnim a elektrony ujemnym ładunkiem elektrycznym. Liczba protonów w jądrze równa jest liczbie
elektronów krążących wokół jądra, dlatego atom jako całość jest elektrycznie obojętny.
Atomy łączą się ze sobą przez
wiązania chemiczne.
Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej. Do utworzenia typowego wiązania chemicznego potrzeba minimum dwóch elektronów, zwykle po jednym z każdego łączącego się atomu. Wiązanie, które tworzą dwa elektrony nazywa się wiązaniem pojedynczym. Gdy uczestniczących elektronów jest 4, mamy do czynienia z wiązaniem podwójnym, które jednak w istocie jest dwoma różnymi wiązaniami łączącymi te same atomy. Gdy dzielonych elektronów jest 6, mamy do czynienia z wiązaniem potrójnym. Wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne występują dość powszechnie. Dużo mniej często spotykane są wiązania o większej krotności, niemniej istnieje kilkaset związków w których występują wiązania poczwórne oraz są też pierwsze doniesienia naukowe o istnieniu wiązań sześciokrotnych. Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Delokalizacja ta może przybierać albo formę rezonansu chemicznego tak jak to ma miejsce w np: związkach aromatycznych lub formę pasm orbitalowych - występujących zwłaszcza w kryształach metali (tzw. wiązanie metaliczne) ale również w niektórych rodzajach polimerów oraz sprzężonych dienów. Występowanie pasm zdelokalizowanych orbitali umożliwia powstanie pasm przewodnictwa, które nadają materiałom cechy przewodników elektrycznych.
Rodzaje wiązań chemicznych: Wiązanie atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane) Wiązanie atomowe powstaje między dwoma, jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami wodoru) lub atomami pierwiastków o róźnicy elektroujemności mniejszej od 0.4. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - nie wykazujące nierównosci w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów.
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane: Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemnosci jest większa od 0.4, ale mniejsza od 1,7. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własnosci dipolowe). Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi. Wiązania koordynacyjne mając często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formanie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności których zwykłe wiązania kowalencyjne nigdy nie mogły by mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np te występujące w Pi kompleksach.
Wiązanie jonowe: Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej. Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Np: we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany.
Wiązanie wodorowe: Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa slabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom.
Klasyfikacja pierwiastków: Pod koniec XIX w. Mendelejew, korzystając z prawa „triad” i „oktaw”, ułożył znane wówczas pierwiastki w tabelę z wyodrębnieniem okresów i grup. W ten sposób powstał układ okresowy pierwiastków. Mendelejew wykazał zależność właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków od ich położenia w układzie okresowym (zwane później prawem okresowości Mendelejewa), a także przewidział istnienie wielu nieznanych wówczas pierwiastków. W późniejszych latach następował stopniowy rozwój układu okresowego zaproponowanego przez Mendelejewa i pojawiały się różne jego odmiany dla celów dydaktycznych. Właściwości pierwiastków zmieniają się stopniowo, w zależności od ich miejsca w ukł. Okresowym. Jest to prawo okresowości. Właściwości pierwiastków zależą przede wszystkim od liczby atomowej, liczby powłok elektronowych oraz liczby elektronów walencyjnych w atomach.
Im więcej powłok elektronowych ma atom, tym bardziej oddalone i mniej przyciągane są elektrony walencyjne przez dodatnie jądro. Elektrony z zewnętrznej powłoki dużych atomów mogą więc łatwiej ulec jonizacji. Stąd można wnioskować, że ze wzrostem masy atomowej pierwiastków w grupie maleje ich potencjał jonizacji, tzn. wzrasta metaliczność pierwiastków. Ogólnie można powiedzieć, że cechą metaliczności jest: przewodnictwo prądu elektrycznego i ciepła, skłonność do tworzenia kationów i wodorotlenków. Natomiast cechą niemetali jest brak przewodnictwa elektrycznego, dążność do tworzenia anionów ( duża elektroujemność) i zdolność tworzenia kwasów. Wspomniana wyżej regularność występuje we wszystkich grupach głównych układu okresowego.
Na przykład w grupie IIA beryl jest niemetalem, a niżej znajdujący się magnez jest typowym metalem. Podobnie w grupie VA azot i fosfor są niemetalami, arsen i antymon wy
Więcej streszczeń na temat Sk?ad atomu, typowe reakcje, wi?zania chemiczne