1 / 68

CHEMIA OGÓLNA

CHEMIA OGÓLNA. Wojciech Solarski. WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek B anaś, LABORATORIUM: m gr inż. Alicja Łukaszczyk m gr inż. Zbigniew Szklarz d r Urszula Lelek-Borkowska. KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, pok.44, tel. 012-617-27-04.

rory
Télécharger la présentation

CHEMIA OGÓLNA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. CHEMIA OGÓLNA Wojciech Solarski

  2. WYKŁAD: Prof. dr hab. Jacek Banaś, LABORATORIUM: mgr inż. Alicja Łukaszczyk mgr inż. Zbigniew Szklarz dr Urszula Lelek-Borkowska KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, pok.44, tel. 012-617-27-04. Lokalizacja: http://www.biuletyn.agh.edu.pl/pliki/mapa_agh.pdf

  3. KATEDRA CHEMII I KOROZJI METALI ul. Reymonta 23, sala 54 Ip

  4. WYKŁAD: Dr Wojciech Solarski, Podręcznik: Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banaś, W.Solarski. Podręcznik internetowy: J.Banaś, W.Solarski. E-Chemia dla inżynierów www.chemia.odlew.agh.edu.pl

  5. Materiały do ćwiczeń: Internet: www.chemia.odlew.agh.edu.pl Zakładka: Dydaktyka/Wydział IMiR/St.zaoczne/Chemia Ogólna • Obliczenia chemiczne • Typy reakcji chemicznych • Klasyfikacja związków chemicznych • Korozja chemiczna. Ochrona przed korozją • Zaliczenie (materiał wykładu i ćwiczeń) Ćwiczenia laboratoryjne: Zakład Chemii Ogólnej ul. Reymonta 23, Ip. s.54.

  6. Chemia dla inżynierów, pr. zb. pod red. J.Banasia, W.Solarskiego.

  7. Wybrane zagadnienia z chemii dla studentów I roku IMiR. Podstawowe prawa i pojęcia (pierwiastek, związek chemiczny, wzoru chemiczne, nazewnictwo związków nieorganicznych, zapis reakcji chemicznych). ChdI czI. Budowa atomu. Elektronowa struktura atomu. Model atomu Bohra. Kwantowo - mechamiczny model atomu. Orbital - graficzne rozwiazania równania Schrödingera. Liczby kwantowe. Zapis elektronowej struktury atomu (dla atomów do n=20). ChdI czI. Układ okresowy pierwiastków a ich budowa i właściwości. ChdI czI.

  8. Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne). ChdI czI. Klasyfikacja związków nieorganicznych. Wzory strukturalne związków nieorganicznych (kreskowe i elektronowe). ChdI cz.IV. Stany skupienia materii. Gaz doskonały (równanie stanu gazu, równanie Clapeyrona). Gaz rzeczywisty (równanie van der Waalsa). Skraplanie gazu.Ciecze. Parowanie cieczy. Prężność pary nasyconej. Napięcie powierzchniowe cieczy. Ciała stałe. Rodzaje struktur krystalicznych.ChdI czII.

  9. Przemiany fazowe na przykładzie wody. Wykres fazowy. Roztwory. Stężenia roztworów. ChdI cz.IV,cz.V Obliczenia chemiczne. Stechiometria.Termochemia. Reakcje redox. ChdI cz.IV. Chemia organiczna. Struktura związków organicznych. Węglowodory. Alkohole. Fenole. Aldehydy. Ketony. Kwasy karboksylowe. Estry kwasów organicznych i nieorganicznych. Aminy. ChdI cz.IX.

  10. Naturalne i sztuczne tworzywa wielkocząsteczkowe. Polimeryzacja addycyjna.Polimeryzacja kondensacyjna. Charakterystyka polimerów addycyjnych (PE,PP, PCV, PS, PTFE). Charakterystyka polimerów kondensacyjnych (fenoplasy, aminoplasy. poliamidy, poliestry, silikony). ChdI cz.IX. Elektrochemia. Definicja potencjału standardowego. Szereg napięciowy metali.Ogniwa. Akumulatory. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Mechanizm powstawania rdzy. Metody ochrony przed korozją. ChdI cz.VI i VII. Chemia dla inżynierów, cz. I, II, IV, V, VI, VII, IX

  11. Chemia w technice 11 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  12. Zastosowanie plastików i kompozytów 12 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  13. KOROZJA – NISZCZENIE MATERIAŁÓW 13 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  14. Korozja metali Ochrona przed korozją

  15. Tworzywa metaliczne Energochłonność Zanieczyszczenie środowiska

  16. Czyste powietrze 16 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  17. Zanieczyszczenia powietrza 17 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  18. Zanieczyszczenia powietrza CO2 18 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  19. BUDOWA MATERII

  20. Podstawy chemii • Chemia - nauka zajmującą się budową materii, jej właściwościami oraz przemianami, jakim ulega. Materia to otaczające nas ciała stałe, ciekłe lub gazowe. • Materia zbudowana jest z atomów. • Atomy różnych pierwiastków różnią się od siebie. Rozmiary atomów zależą od rodzaju pierwiastka, im bardziej złożona budowa atomu tym większy jego promień. • Pierwiastek – zbiór atomów charakteryzujących się jednakową liczbą atomową (ta sam liczba protonów w jądrze) • Związek chemiczny – zbiór cząsteczek składających się z atomów różnych pierwiastków

  21. Podstawy chemii • Związek chemiczny – rodzaj materii złożonej składającej się z cząsteczek heteroatomowych, która może ulec rozkładowi podczas reakcji chemicznej na substancje prostsze • Mieszanina – rodzaj materii złożonej z dwu lub większej ilości substancji, zmieszanych w dowolnym stosunku

  22. Budowa atomu • Badania struktury jąder atomowych pozwoliły odkryć około 200 cząstek elementarnych, wśród nich protony, neutrony, elektrony. • Istnieją bardziej podstawowe cegiełki materii, zwane kwarkami, które budują cząstki uważane do niedawna za elementarne.

  23. Budowa atomu Large Hadron Collider (Wielki Zderzacz Hadronów Nukleonów)

  24. Budowa atomu

  25. Budowa atomu Nu kle ony

  26. Budowa atomu

  27. Opis atomu pierwiastka liczbę masową symbol pierwiastka liczba atomowa • Pierwiastek chemiczny charakteryzowany jest przez jego symbol E, liczbę atomową Z oraz liczbę masową A. • Symbole pierwiastków wywodzą się na ogół z nazw greckich lub łacińskich np.: hel heliumHe, azot nitrogeniumN, tlen oxygenium O, sód – natrium Na, żelazo – ferrum Fe. Niektóre wykryte w ostatnich latach noszą nazwy wywodzące się od nazwisk uznanych uczonych np. pierwiastek 99 nosi nazwę einsteinium Es, a 107 bohrium Bh.

  28. Budowa atomu 1 proton 1 elektron 8 protonów 8 neutronów 8 elektronów 3 protony 3 neutrony 3 elektrony Na rysunku pominięto neutrony

  29. Budowa atomu

  30. 17 protonów, 14 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 15 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 18 neutronów, 17 elektronów IZOTOPY CHLORU- TE SAME WŁASNOŚCI CHEMICZNE 17 protonów, 20 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 22 neutronów, 17 elektronów 17 protonów, 24 neutronów, 17 elektronów

  31. IZOTOPY CHLORU MASA ATOMOWA SPOSÓB PRZYBLIŻONY NIE UWZGLĘDNIAJĄCY DEFEKTU MASY WYNIKAJĄCEGO Z DZIAŁANIE SIŁ JĄDROWYCH WEWNĄTRZ JĄDRA

  32. Elektronowa struktura atomów DLACZEGO WIDMO NIE JEST CIĄGŁE?

  33. Elektronowa struktura atomów ELEKTRON KRĄŻY WOKÓŁ JĄDRA PO ORBITACH DOZWOLONYCH RUCH ELEKTRONU NA ORBICIE BEZ UTRATY ENERGII Teoria N.Bohra: Moment pędu jest kwantowany mvr = nh/2 siła elektrostatycznego przyciągania = siła odśrodkowa

  34. Elektronowa struktura atomów N.Bohr wyliczył: • Energię elektronu • Promień orbity • Z równania E = h* Częstotliwość promieniowania

  35. Mechanika kwantowa Podstawowym równaniem mechaniki kwantowej opisującym ruch cząstek w przestrzeni jest równanie Schrödingera:  - funkcja falowa m – masa h – stała Plancka E – energia V – energia potencjalna

  36. Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale s

  37. Rozwiązania r. Schrödingera Orbital s

  38. Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale p

  39. Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale d

  40. Liczba spinowa Spinelektronów

  41. Orbital 1s Orbital 2p Orbital 2p Orbital 2s Orbital 3s Orbital 3p 43 1.10.10 dr Wojciech Solarski, Zakład Chemii WO AGH, tel. (12)617-27-04)

  42. Rozwiązania r. Schrödingera Rozwiązaniem równania Schrödingera są pewne funkcje własne, które można scharakteryzować przy pomocy zestawu trzech liczb kwantowych n, l, m. Liczba n jest nazywana główna liczba kwantową może przyjmować wartości kolejnych liczb naturalnych (całkowitych, dodatnich): 1, 2, 3...... Poboczna liczba kwantowa l może przybierać wartości 0, 1, 2... (n - 1). Liczba m nazywana jest magnetyczną liczba kwantową. Liczba m osiąga wartości z przedziału <-l,+l>. Zestaw tych trzech liczb kwantowych nosi nazwę orbitalu. Poszczególne orbitale określa się skrótami, które zawierają głowną liczbę kwantową oraz poboczną liczbę kwantowąw postaci litery. Przyjęto nazywać wartość l = 0 literą s, l =1 literą p, l = 2 literą d oraz l = 3 literą f.

  43. Liczby kwantowe Stan energetyczny elektronu określają cztery liczby kwantowe:        główna liczba kwantowa n, (n = 1,2,3,4....)        poboczna liczba kwantowa l, (l = 0 ..... n-1)        magnetyczna liczba kwantowa m, (m = <-l, +l>        magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms (ms = +1/2, -1/2 gdy poboczna liczba kwantowa:l = 0 oznaczamy ją literą s, l =1 oznaczamy ją literą p, l = 2 oznaczamy ją literą d, l = 3 oznaczamy ją literą f.

  44. Konfiguracja elektronowa

  45. Elektrony walencyjne

  46. Konfiguracja elektronowa pierwiastków • Dublet i oktet elektronowy • Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. • hel 1s2 • neon [He] 2s2p6 • argon [Ne] 3s2p6 • krypton [Ar] 3d104s2p6 • ksenon [Kr] 4d105s2p6 • radon [Xe] 4f14 5d106s2p6

More Related