Materia

Materia składa się z wielu cząsteczek elementarnych, obecnie istnieje ponad 300 cząsteczek elementarnych Materia zbudowana jest z 6 KWARKÓW i 6 LEPTONÓW i prawdopodobnie z Bozonu Higgsa. Są one cząsteczkami niepodzielnymi wchodzącymi w skład innych cząstek materii.
KWRAKI: Kwarki to cząsteczki elementarne , które nie są trwałe samodzielnie lecz wchodzą w skład innych cząsteczek po 2 lub 3 Kwarki to utrzymywane w grupach przez oddziaływania silne przekazywane przez tzw. GLUONY – kwanty energii spijające kwarki (jest 8 rodzajów gluonów o różnych kombinacjach „koloru”) Na kwarki wpływają również oddziaływania elektromagnetyczne i słabe. Rozróżnia się następujące kwarki: u(up – górny ) d( down – dolny ) c (charm – powabny ) s(strange – dziwny ) t (top – wierzchołkowy lub true- prawdziwy) b (beuty – piękny ) i antykwarki np. antygórny , antydziwny. Kwarki znacznie różnią się masą np. kwarek t jest 30000 razy cięższy niż kwarek d. Charakteryzuje je ładunek elektryczny oraz liczby kwantowe zapaczu o koloru. W skład grupy kwarków mogą wejść tylko kwarki różniące się kolorem. Cząstki złożone z 2 kwarków tzw. MEZONY są niestabilne. Cząstki złożone z 3 kwarków są nazywane Baronami.
NKLEONY: W otaczającej nas materii znaczenie mają 2 kwarki : górny u o ładunku +2/3 i dolny d o ładunku – 1/3 Kwarki te wchodzą w skład nukleonów tj. protonów i neutronów. Proton składa się z 2 kwarków u 1 kwarka d. Neutron składa się z 2 kwarków d i 1 u. Kwarki wchodzące w skład pojedynczego protonu i netronu muszą się cechować trzema różnymi kolorami czerwony zielony i niebieski.
LEPTONY: to cząsteczki elementarne na które nie wpływają oddziaływania silne. Cząstki te to elektron e- , mion - i tauon - podlegające oddziaływaniom elektromagnetycznym i słabym – oraz odpowiadające im nweutrina ve mionowe i taunowe – podlegające tylko oddziaływaniom słabym.
ATOMY: Większymi cząstkami materii są atomy które składają się z pewnej liczby elektronów rozmieszczonych wokół jądra. W skład jądra wchodzą nukleny które w zależności od ładunku elektrycznego lub jego braku są protonami neutronami. Liczba protonów jądrze jest równa elektronów atomu obojętnego i nosi nazwę liczby atomowej Z. Liczba atomowa jednoznacznie określa przynależność atomu do danego pierwiastka chemicznego.
PIERWIASTEK CHEMICZNY: jest zbiorem atomów o jednakowych ładunkach jąder. W przyrodzie występują pierwiastki chemiczne o liczbach atomowych od 1 do 94 w sposób sztuczny otrzymano pierwiastek o liczbie at. 109. Liczba nukleonów w jądrze nazywamy liczbą masową A . ponieważ liczba neutronów w atomach danego pierwiastka może być różna, mogą się różnić liczbą masową. Odmiany pierwiastków o takiej samej liczbie atomowej lecz o odmiennej liczbie masowej są nazywane izotopami. Atomy których jądra różnią się liczbą protonów i neutronów nazywane są nuklidami.Nuklidy teo samego pierwiastka chemicznego są zatem izotopami. Pierwiastki chemiczne są wiec zatem mieszaniną izotopów. Z tego względu masy atomowe pierwiastków nie są liczbami całkowitymi. Masą atomową danego pierwiastka jest stosunek średniej masy atomu tego pierwiastka do masy 1/12 atomu izotopu węgla o liczbie masowej równej 12
BUBOWA ATOMU
WYKORZYSTANIE MECHANIKI FALOWEJ W TEORI BUDOWY ATOMU: teorie budowy atomu opracowano z wykorzystaniem mechaniki falowej. Mechanika falowa umożliwia opisanie zachowania się elektronów w atomach i kryształach. Zgodnie z założeniami mechaniki falowej cząstkom materii przypisuje się własności charakterystyczne dla światła. Molekularny i falowy charakter światła należy rozumieć w taki sposób że światło złożone z fotonów porusza się zgodnie z zasadami mechaniki falowej. Potwierdzenie słuszności mechaniki falowej w odniesieniu do atomu stanowi dyfrakcja(ugięcie elektronów przechodzących przez kryształy)
STRUKURA ELEKTORONOWA ATOMU: Położenie i prędkość elektronów otaczających jądro atomu zgodnie z zasadą nioznaczalności nie można dokładnie opisać. Można tylko określić prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu w poszczególnych miejscach otaczających jądro. Strukturę elektronową należy sobie wyobrazić jako chmurę elektronową wokół jądra. Duże prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu we właściwej pozycji odpowiada dużej gęstości chmury elektronowej. Gęstość chmury elektronowej na jednostkę objętości q można przedstawić jako iloczyn trzech funkcji z których każda jest uzależniona odpowiednio od odległości promieniowej od jądra r lub kątów  i  określające położenie danego punktu względem jądra we współrzędnych biegunowych.
STANY ENERGETYCZNE W ATOMIE: Elektron poruszający się polu jądrowym może zajmować tylko ściśle określone stany energetyczne związane z gęstościami chmur elektronowych. Stan energetyczny elektronu charakteryzują 4 liczby kwantowe
Główna n = 1,2,3,4,5,6 lub 7 n  1 Poboczna l = 0,1,2,3,4,5,6; l  n – 1 Magnetyczna -l  ml +l Spinowa ms =  ½.
Główna liczba kwantowa n określa liczbę powierzchni węzłowych kulistych ze środkiem w jądrze lub płaszczyzn przechodzących przez jądro na którym gęstość chmury elektronowej jest równa 0. Większe liczby świadczą o dużej wielkości chmur elektronowych. Główna liczba kwantowa określa zatem tze. Powłoki elektronowe poszczególnych stanów energetycznych oznaczone kolejno liczbami od 1 do 7 i dużymi literami KLMNOPQ
Poboczna liczba kwantowa l oznacza powłoki elektronowe oznaczone odpowiednio s,q,d,f l = 0,1,2,3. określa liczbę płaszczyzn węzłowych przechodzących przez jądro atomu i charakteryzuje moment pędu elektronu.
Magnetyczna liczba kwantowa ml jest miarą orientacji momentu pędu elektronu i określa składową tego momentu w kierunku przyłożonego pola magnetycznego.
Spinowa liczba kwantowa ms ujmuje wpływ pola magnetycznego wytwarzanego prze elektron wirujący wokół własnej osi. Znak liczby spinowej zależy od tego czy elektron jest ustawiony równolegle czy antyrównolegle do lini sił pola magnetycznego.
ZAKAZ PAULIEGO : W jednym atomie nie może być 2 elektronów o identycznej kombinacji liczb kwantowych – podstawowe prawo w mechanice kwantowej. Zakaz Pouliego maksymalna liczba stanów energetycznych w danej powłoce elektronowej wynosi 2n2 i w podpowłoce określonej liczbą l liczba stanów energetycznych jest równa 2(2l+1). Każdej podpowłoce l odpowiada 2l +1 wartości ml dwie wartości ms =  ½.
KLASYIKACJA PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH
UKŁAD OKRESOWY PIERWISTKÓW: Pierwiastki chemiczne uporządkowano wg. Wzrastającej liczby atomowej. Pierwiastki o zbliżonych właściwościach znajdują się obok siebie w tzw. okresowym układzie pierwiastków. Układ ten został podzielony na 8 poziomych okresów. W każdym okresie zgrupowane są pierwiastki o stanie energetycznym elektronów w atomach swobodnych opisanych taką samą główną liczbą kwantową. Kolumny pionowe układu których jest 16 nazwano grupami. Pierwiastki należące do tej grupy charakteryzują się podobną strukturą podpowłok elektronowych na ostatniej powłoce co decyduje o zbliżonych własnościach tych pierwiastków. W atomach zawierających więcej niż jeden elektron określanie stanów energetycznych staję się bardziej skomplikowane wskutek wzajemnego oddziaływania elektronów oraz ekranowanie dodatniego ładunku jądra przez elektrony położone bliżej jądra. Elektrony w atomach pierwiastków chemicznych o dużej liczbie atomowej zajmują stopniowo stany o wyższej energii
GAZY SZLACHETNE :Pierwiastki zestawione w prawej kolumnie układu okresowego zakwalifikowanego do grupy 0(VIIIA) to gazy szlachetne mają one trwałe konfiguracje elektronowe, charakteryzujące się całkowitym wypełnieniem wszystkich powłok elektronowych. Liczba powłok jest zależna od okresu w którym dany gaz szlachetny występuje. Liczba elektronów na ostatniej powłoce tzn elektronów walencyjnych, w przypadku gazów szlachetnych wynosi 8. gazy szlachetne są chemicznie obojętnie.
METALE ALKAICZNE I ZIEM ALKAICZNYCH: Pierwiastki zestawione w grupie I A noszą nazwę metali alkaicznych a w grupie IIA metali ziem alkaicznych. Atomy tych pierwiastków zawierają 1 lub 2 elektrony walencyjne które są łatwo oddawane w przypadku łączenia się z innymi atomami. W związku z tym pierwiastki te nazywamy elektrododatnimi. Podobnie zachowują się metale przejściowe oraz metale ziem rzadkich. Elektrododatnośc pierwiastków zmniejsza się w miarę wzrostu liczby elektronów na ostatniej powłoce.
METALE PRZEJŚCIOWE: W przypasku metali przejściowych zestawione w grupach IIIB do VIIIB oraz I i IIB okresów 4 do 6 dwie pierwsze powłoki są częściowo zapełnione dopóty dopóki nie nastąpi ich całkowite zabudowanie. Natomiast natomiast w trzeciej i następnych powłokach przef zapełnieniem podpowłok d następuje obsadzenie podpowłok s wyższej powłoki jest to spowodowane mniejszą energią elektronów zapełniające podpowłoki d powłoki n-1od energii elektronów obsadzających powłoki s odpowiednio wyższych powłokn
METALE ZIEM RZADKICH: W przypadku metali ziem rzadkich zwanych lantanowcami zestawiona w 6 okresie podpowłoka 4f jest zapełniana po wypełnieniu powłoki 6s i po wejściu 1 elektronu do powłoki 5d
AKTYNOWCE: W przypadku aktynowców zestawionych w 7 okresie podpowłoka 5f jest zapełniana po zapełnieniu podpowłoki 7s i po wejściu 1 elektronu do powłoki 6d
PIERWIASTKI ATMOSFERYCZNE: Pierwiastki grup IIIA IVA VA są amfoterami a ich atomy w reakcjach z innymi atomami mogą zarówno oddawać swoje elektrony walencyjne jak i przyjmować elektrony walencyjne należące do innych atomów.
NIEMETALE: Pierwiastki grupy VIA i VIIA zwane niemetalami lub metaloidami należą do typowych pierwiastków elektroujemnych gdyż atomy tych pierwiastków łatwo przyjmują elektrony walencyjne innych atomów.
WIĄZANIA
ISTOTA WIĄZAŃ MIĘDZY ATOMAMI: Tworzenie się wiązań miedzy atomami polega na wymianie lub uwspólnianiu elektronów walencyjnych.
WIĄZANIE JONOWE: Gdy elektrony walencyjne jednego atomu elektrododatniego są przyłączane przez drugi atom elektroujemny powstaje wiązanie jonowe. W wyniku utraty elektronów walencyjnych przez jeden atom i przyłączenia tych elektronów przez drugi atom, oba atomy uzyskują oktetowe konfiguracje elektronowe takie jakimi charakteryzują się gazy szlachetne. Wiązania jonowe są tworzone przez atomy w których występują odpowiednio brak lub nadmiar jednego lub dwóch elektronów walencyjnych. Wiązania jonowe powodują dużą oporność elektryczną i cieplną oraz kruchość uzyskiwanych substancji które są przezroczyste często o różnym zabarwieniu.
WIĄZANIA ATOMOWE W przypadku atomów pierwiastków elektroujemnych elektrony walencyjne pierwotnie różnych atomów tworzą pary elektronów należące wspólnie do jąder dwóch atomów. Wiązania tworzone przez takie uwspólnione elektrony są nazywane atomowymi czyli kowalencyjnymi
WIĄZANIA METALICZNE: Wiązanie metaliczne występuje w dużych skupiskach atomów pierwiastków metalicznych które po zbliżeniu na wystarczająco małą odległość charakterystyczną dla stałego stanu skupienia oddają swoje elektrony walencyjne na rzecz całego zbioru atomów. Elektrony walencyjne przemieszczające się swobodnie pomiędzy rdzeniami atomowymi tworzą tzw gaz elektronowy charakterystyczny dla wiązania metalicznego. Wiązanie metaliczne niema charakteru kierunkowego jak pozostałe rodzaje wiązań. Rdzenie atomowe na skutek elektrostatycznego oddziaływania elektronów swobodnych dążą do jak najgęstszego wypełnienia przestrzeni.
WIĄZANIE WTÓRNE SIŁY VD WAALSA: Wiązania wtórne występują pomiędzy wszystkimi atomami lub cząsteczkami lecz ich obecność może być stwierdzona jeżeli występuje jedno z trzech wiązań pierwotnych. Wiązania wtórne są ewidentne między atomami gazów szlachetnych, które mają stabilną strukturę elektronową a ponadto między cząsteczkami utworzonymi w wyniku wiązań kowalencyjnych. Siły Van Der WAALSA występują pomiędzy dipolami cząsteczek lub atomów. Elektryczne dipole występują w przypadku rozdzielenia ładunku dodatnich i ujemnych w atomie lub cząsteczce. Wiązanie Van Der WAALSA jest wynikiem przyciągania siłami Coulomba między dodatnim końcem jednego a ujemnym końcem drugiego dipola. Oddziaływanie takie występuje między dipolami wyindukowanymi, dipolami wyindukowanymi i cząsteczkami spolaryzowanymi, cząsteczkami spolaryzowanymi .
WIĄZANIA MIĘDZY CHWILOWYMI DIPOLAMI: Wiązania miedzycząsteczkowe powstają w wyniku przyciągania siłami Van der WAALSA które występują miedzy chwilowymi dipolami elektrycznymi, utworzonymi z atomów na skutek nierównomiernego rozkładu ładunków w ich chmurach elektronowych. Siły te powodują skraplanie gazów szlachetnych oraz łączą w stan stały cząsteczki np. H2 F2 CL2 N2
WIĄZANIA SIŁAMI LONDONA : Dipole elektryczne mogą być wykreowane lub wyindukaowane w atomach lub cząsteczkach które mormalnie są elektrycznie obojętnie. Siły LONDONA mogą wystąpić między cząsteczkami w przypadku okresowych zmian ładunku w cząsteczkach powodując ich przyciąganie.
WIAZANIA WODOROWE: Wiązanie wodorowe jest najsilniejszym specjalnym wiązaniem wtórnym miedzy spolaryzowanymi cząsteczkami. Występuje ono pomiędzy cząsteczkami w których wodór jest kowalencyjnie związany z Fluorem, tlenem, azotem. W każdym wiązaniu H – F , H – O lub H – N pojedynczy elektron wodoru jest uwspólniony z innym atomem. Wodorowy koniec wiązania jest dodatnio naładowany przez obażony proton który nie jest ekranowany przez żaden elektron. Ten silnie dodatnio naładowany koniec cząsteczki jest przyciągnięty prze przeciwny, ujemnie naładowany koniec innej cząsteczki.