Chemia ogólna - wykład III

(1)

filmy, animacje, rysunki

http://scholaris.pl/

http://www.youtube.com/

http://wikipedia.com/

http://wwww.blobs.org/

http://davidjohnewart.com/Chemistry/chemtheft/09.html

Pojęcia podstawowe – cząsteczka

cząsteczka (molekuła) – neutralna

elektrycznie grupa dwóch lub więcej

atomów tego samego pierwiastka lub

różnych pierwiastków utrzymywanych

razem wiązaniem chemicznym

(2)

Elektrony walencyjne

elektrony walencyjne: elektrony na zewnętrznej

powłoce elektronowej

gazy szlachetne mają całkowicie zapełnione elektronami powłoki elektronowe  minimalna energia

1 18

2 13 14 15 16 17

https://www.learner.org/courses/chemistry/text/text.html?dis=U&num=Ym5WdElUQS9OaW89&sec=YzJWaklUQS9NaW89 wiązania chemiczne atomowe (kowalencyjne) niespolaryzowane spolaryzowane wodorowe koordynacyjne (donorowo-akceptorowe) metaliczne jonowe

(3)

Jony

jon – atom lub grupa atomów obdarzona ładunkiem elektrycznym

atom sodu: [

11

_Na]

konfiguracja: 1s

2

_2s

2

_2p

6

_3s

1

_=[

10

_Ne]3s

1

jeden elektron walencyjny, a zatem daje elektron walencyjny innemu atomowi i staje się kationem sodu

kation sodu: Na

+

konfiguracja:1s

2

_2s

2

_2p

6

_{= [}

10

_Ne]

atom chloru: [

17

_Cl]

konfiguracja: 1s

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

5

_=[

10

_Ne]3s

2

_3p

5

7 elektronów walencyjnych, potrzebuje jeden elektron aby mieć całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną

anion chloru: Cl

-konfiguracja:1s

2

_2s

2

_2p

6

_3s

2

_3p

6

_{= [}

18

_Ar]

kation

anion

ldtstudio.coe.uga.edu

jony są razem w wyniku

elektrostatycznego

przyciągania

Wiązanie jonowe

Na



Na

+

+ e

-Cl

+ e

-



Cl

-Cl Na+ Na

  

Cl

(4)

-Wiązanie atomowe/kowalencyjne

[

1

_{H] = 1s}

1

każdy atom wodoru uwspólnia po

jednym elektronie;

tworzy się wspólna para elektronowa

wiązanie atomowe jest możliwe jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0.4

H H

https://pl.pinterest.com/pin/443041682062241234/?nic=1a

Wiązanie atomowe/kowalencyjne

http://2012books.lardbucket.org/books/principles-of-general-chemistry-v1.0/s06-molecules-ions-and-chemical-fo.html

H

₂

N

₂

O

₂

F

₂

Cl

₂

Br

₂

I

₂

fosfor siarka

P

4 S

8

diatomowe poliatomowe

(5)

podwójne wiązanie atomowe

potrójne wiązanie atomowe

pojedyncze wiązanie atomowe

Wiązanie atomowe/kowalencyjne

N N Cl Cl O O

Cl–Cl

[Cl]=1s

2 _2s

2 _2p

5 O=O

[O]=1s

2 _2s

2 _2p

4 N



N

[N]=1s

2 _2s

2 _2p

3 Wiązanie atomowe spolaryzowane

Jeśli różnica elektroujemności jest miedzy 0.4 a 1.7 wtedy jeden z atomów o większej

elektroujemności silniej przyciąga wspólną parę elektronową; wspólna para elektronowa jest

przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego.

O

H H O

H H

(6)

Wiązanie atomowe spolaryzowane

http://2012books.lardbucket.org/books/principles-of-general-chemistry-v1.0 P C

Wiązanie wodorowe

http://biomodel.uah.es/en/water/index.htm

(7)

[H

+

_]=1s

0

_[N]=1s

2

_2s

2

_2p

3

_{+ 3 [H]=1s}

1

W niektórych przypadkach para elektronowa pochodzi tylko od jednego atomu. Atom

dający parę elektronową jest nazywany „donorem”, natomiast atom przyjmujący parę

elektronową jest nazywany „ akceptorem”.

Wiązanie koordynacyjne/donorowo-akceptorowe

N H H H H+ N H H H H

[

]

+

plastocyjanina

Cys

2

_His

2

_{motyw palca cynkowego}

Hb

(8)

Wiązanie metaliczne

wszelkie wiązania chemiczne występujące bezpośrednio pomiędzy atomami metali

w sieci krystalicznej znajdują się rdzenie atomowe (dodatnie jony), a między nimi

jest „gaz elektronowy” – wolne elektrony, które swobodnie poruszają się w sieci

krystalicznej metalu ekranując ładunek dodatnich rdzeni jonowych

wypadkowe przyciąganie między elektronami i jonami stanowi wiązanie metaliczne

im lepsze ekranowanie, im więcej elektronów, tym silniejsze wiązanie

http://scholaris.pl/ https://slideplayer.pl/slide/418695/#.Xagx2Ng6CBo.gmail

[Si]=1s

2

_2s

2

_2p

3

_3s

2

_3p

2

N x [Si]=1s

2

_2s

2

_2p

3

_3s

2

_3p

2 3p 3s Si N x Si

(9)

Kształt orbitali molekularnych (nakładanie s–s)

‒ niewiążące elektrony zajmują niewiążące orbitale molekularne

‒ dwa atomy mogą tworzyćtylko jedno wiązanie (czołowe nakładanie się orbitali)

‒ wiązania wielokrotnepowstają z jednego wiązania  i jednego (lub więcej) wiązań  (boczne nakładanie się orbitali)

E

n

e

rg

ia

orbitale molekularne powstają w wyniku nakładania się orbitali

atomowych

orbital atomowy

ns

HOMO

Highest Occupied Molecular Orbital



orbital atomowy ns





LUMO

Lowest Unoccupied Molecular Orbital

odległość od jądra 2 węzeł

Orbitale molekularne H

₂

E

n

e

rg

ia

orbital atomowy H 1s



1s

HOMO

orbital atomowy H 1s



 1s

LUMO

atom H cząsteczka H

₂

atom H

(10)

orbital atomowy ns atomowyorbital npz

E

n

e

rg

ia

Kształt orbitali molekularnych (nakładanie s–s)

węzeł węzeł węzeł https://saylordotorg.github.io/t



n sp

HOMO



 n sp

LUMO

orbital atomowy np



_{n p}

HOMO



 n p

LUMO

orbital atomowy np węzeł węzeł

E

n

e

rg

ia

Kształt orbitali molekularnych (nakładanie s–s)

http://2012books.lardbucket.org/

węzeł

(11)

orbital atomowy np



 np

LUMO

węzeł węzeł węzeł

E

n

e

rg

ia

Kształt orbitali molekularnych (nakładanie p–p)

www.yikudo.com



np

HOMO

orbital atomowy np

Orbitale molekularne O

₂

E

n

e

rg

ia

orbital atomowy 2s orbitale molekularne

HOMO

LUMO

orbitale atomowe 2p orbitale atomowe 2p

orbital atomowy 2s



2s*



_2s



_2p



_2p*



2p*



2p

(12)

Orbitale molekularne HF

E

n

e

rg

ia

orbitale molekularne

HOMO

LUMO

orbitale atomowe 2p orbital atomowy 2s orbital niewiążący



* orbital atomowy 1s orbitale niewiążące

Orbitale molekularne CO

E

n

e

rg

ia

orbital atomowy 2s orbitale molekularne

HOMO

LUMO

orbitale atomowe 2p orbitale atomowe 2p orbital atomowy 2s



2s*



_2s



_2p



2p*



2p*



_2p

(13)

Orbitale molekularne CO

hybrydyzacja

–

tworzenie

hipotetycznych

mieszanych

orbitali

(zhybrydyzowanych) z pojedynczych orbitali atomowych danego atomu

przez kombinacjęliniową

orbitale zhybrydyzowane opisują prawdopodobne położenie poszczególnych

elektronów walencyjnych w cząsteczce

Hybrydyzacja

2s 2p

  

2s 2p

   

[

6

_{C] = [}

2

_{He] 2s}

2

_2p

4

stan podstawowy

stan wzbudzony

(14)

Orbitale molekularne sp

https://saylordotorg.github.io/

180 o

Orbitale molekularne sp

2

120 o

(15)

Orbitale molekularne sp

3 109,5

o

sp

3

sp

3

sp

3

sp

3

Hybrydyzacja

x

y

z

płaszczyzna xy

(16)

Orbitale molekularne zawierające orbital atomowy d

Orbitale molekularne H

₂

O

E

N

E

R

G

IA

orbitale molekularne

HOMO

LUMO



orbitale atomowe 1s 2H orbitale niewiążące sp3 orbitale atomowe 2p orbital atomowy 2s



* 4 orbitale sp3

(17)

Woda

wiązanie utworzone przez orbitale: sp3_{tlenu i s} wodoru wolna para elektronowa na orbitalach sp3

sp

3

sp

3

sp

3

sp

3

O

1s 1s

sp

3 wiązanie pojedyncze

metan,

CH

₄

HOMO

LUMO

orbital atomowy 1s H1



*



orbitale sp3_C 1

(18)

etan,

CH

₃

–CH

₃

propan,

CH

₃

–CH

₂

–CH

₃

Amoniak i jon amoniowy

wolna para

elektronowa na

orbitalu sp3 wiązanie utworzone przez

orbitale: sp3_{azotu i s wodoru}

(19)

wiązanie podwójne

eten,

CH

₂

=CH

₂

wiązanie  wiązanie  wiązanie  wiązanie  wiązanie  utworzone przez sp2_{–s nakładanie} wiązanie  utworzone przez sp2_–sp2_nakładanie orbitale sp2_C

HOMO

LUMO

orbital atomowy 2p C



sp2*



_sp2 orbitale sp2_C orbital atomowy 2p C



_2p*



2p 2 x sp2

Kation metylu

wiązanie sp2_{–s nakładanie} pusty orbital p

(20)

Rodnik metylu

wiązanie sp2_{–s nakładanie} pusty orbital p zawierający 1 elektron

Anion metylu

wiązanie sp2–s nakładanie wolna para elektronowa na orbitalu sp3

(21)

wiązanie potrójne

etyn,

CHCH

wiązanie  utworzone przez sp –sp nakładanie wiązanie  utworzone przez sp –s nakładanie 42