Chemie-teorie

iodická soustava prvků PSP (B. Brauner upravil PSP)
7 period (řádků)
16 skupin (sloupců) – 8 hlavních (I.A – VIII.A)
- 8 vedlejších (I.B – VIII.B)
z 6. periody je vyčleněno 14 prvků-lanthanoidy
z 7. periody je vyčleněno 14 prvků-aktinoidy
alkalické kovy Li, Na, K, Rb, Cs, (Fr)
kovy alkalických zemin Be, Mg, Ca, Sr, Ba, (Ra)
chalkogeny O, S, Se, Te, (Po)
halogeny F, Cl, Br, I, (At)
vzácné (inertní) plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, (Rn)
3.1) Atomové a molekulové hmotnosti – hmotnost atomů a molekul je dána hmotností nebo součtem hmotností atomových jader
Einstein ΔE = Δm *c2 –zákon zachování hmotnosti a energie
Při reakcích v uzavřených soustavách se úhrn hmotnosti a energie nemění.
Skutečná hmotnost atomů je velmi malá a řádově se jejich hmotnost pohybuje v rozmezí 10-27 až 10-24 kg- Určují se hmotnostním spektrometrem.
Atomová hmotnostní jednotka amn = m 12C /12 = 1,99267.10-26 / 12 = 1,6605.10-27 (kg)
Relativní atomová hmotnost Ar(x) = m(x) / amn udává ,kolikrát je hmotnost atomu větší než amn př. Ar (11H) = 1,01 Ar (10747 Ag) = 107,87
Molekulová hmotnost je součet atomových hmotností př. M (NaCl) = 22,99 + 35,45 = 58,44
3.2) Látkové množství – jednotkou je 1 mol
Jeden mol je takové množství látky, které obsahuje tolik částic kolik je obsaženo ve 12g čistého nuklidu uhlíku 12C. Tento počet vyjadřuje Avogadrova konstanta NA, jejíž hodnota je NA = 6,023*1023 mol -1 (jeden mol se rovná relativní atomové hmotnosti v gramech).
1 mol je soubor částic dané látky, jehož hmotnost v gramech se číselně rovná relativní atomové nebo molekulové hmotnosti této látky.
Molová hmotnost látky M = m/n m..podíl hmotnosti látky n..látkové množství
Při chemických reakcích je třeba znát počet částic,které spolu reagují.
Molový objem Vm je objem, který zaujímá jeden mol dané látky Vm = V/n dm3*mol-1
Normální molový objem Vo = 22,41383 dm3.mol-1
3.3) Avogadrova konstanta – vyjadřuje počet, kolik částic je obsaženo v 12g čistého nuklidu uhlíku 12C. Hodnota NA = 6,023.1023 mol -1
3.4) Chemické vazby – chemická vazba je síla, kterou jsou k sobě navzájem poutány sloučené atomy v molekule. Při tvorbě chemických vazeb se uvolňuje energie tvz.vazebná energie. Při štěpení chemických vazeb dodáváme energii tzv.disociační energii.
Molekuly: homonukleární (H2, O2, S8, P4) heteronukleární (H2O, H2SO4, K2CO3) makromolekuly (celulóza, PVC, PE)
Vazba: kovalentní, iontová, nevazebné interakce
Pevnost chemické vazby je dána vazebnou energií. Délka vazby je vzdálenost jader atomů spojených chem. vazbou.
Kovalentní vazba-sdílení dvojic elektronů s opačným spinem v molekulových orbitalech. Příčinou vzniku vazby je snížení energie spojené s přechodem elektronů z atomového do vazebného. Vaznost atomů je počet kovalentních vazeb, které zněj vycházejí.
( vazba –je přeryv orbitalů s, p, s+p
( vazba je přeryv orbitalů p, d, f
kovalentní vazba: jednoduchá (() dvojná ((, () trojná ((, 2*()
Dativní (donor-akceptorová) kovalentní vazba – donor má k dispozici volný elektronový pár. Vazba, kdy oba e- poskytne jeden prvek – donor a druhý prvek e- příjme – akceptor př. NH3 + H+ ( NH+4
Nepolární kovalentní vazba – největší pravděpodobnost výskytu e- je ve středu spojnice jader. Nastává, je-li rozdíl elektronegativity roven 0
Δx = x1 – x2 (< 0;0,4>
Polární kovalentní vazba – rozdíl elektronegativit je malý, vazba je málo polární 0,4