Wykład z Chemii Ogólnej

Wielkość: px

Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Wykład z Chemii Ogólnej"

Karolina Markowska
5 lat temu
Przeglądów:

1 Wykład z Chemii Ogólnej Część 2 Budowa materii: od atomów do układów molekularnych 2.3. WIĄZANIA CHEMICZNE i ODDZIAŁYWANIA Katedra i Zakład Chemii Fizycznej Collegium Medicum w Bydgoszczy Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu Prof. dr hab. n.chem. Piotr Cysewski piotr.cysewski@cm.umk.pl

2 WIĄZANIA CHEMICZNE struktura lodu ciekłej wody pary wodnej A B C Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 2

3 WIĄZANIA CHEMICZNE ORAZ ODDZIAŁYWANIA TYPY WIĄZAŃ CHEMICZNYCH WIĄZANIE JONOWE WIĄZANIE KOWALENCYJNE WIĄZANIE SPOLARYZOWANE WIĄZANIE METALICZNE WIĄZANIE KOORDYNACYJNE ODDZIAŁYWANIA CHEMICZNE WIĄZANIE WODOROWE ODDZIAŁYWANIA MIĘDZY CZĄSTECZKOWE (Oddziaływania jon-jon Oddziaływania jon-dipol Oddziaływania dipol-dipol Oddziaływania jon dipol indukowany Oddziaływania dipol dipol indukowany Siły dyspersyjne (Londona) SIŁY VAN DER WAALSA Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 3

4 WIĄZANIE JONOWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 4

5 Chlorek sodu Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 5

6 WIĄZANIE KOWALENCYJNE Powstawanie wiązania w cząsteczce wodoru. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 6

7 WIĄZANIE SPOLARYZOWANE RÓŻNICE ELEKTROUJEMNOŚCI: Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 7

8 Procentowy udział wiązania jonowego Procentowy udział wiązania jonowego (obliczony na podstawie obserwowanych momentów dipolowych i długości wiązań) w wybranych cząsteczkach dwuatomowych. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 8

9 ELEKTROUJEMNOŚĆ PIERWIASTKÓW:

10 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE D A Proste przykłady Jon hydroniowy, Jon amonowy, aniony reszt kwasów tlenowych Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 10

11 ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE Konfiguracja elektronowa pierwiastków bloku d Budowa kompleksu

12 ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 12

13 Przykład: liczba koordynacyjna = 4 [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ [Pt(NH 3 ) 4 ] 2+ tetraedr płaski kwadrat Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 13

14 Przykład: liczba koordynacyjna = 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ oktaedr Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 14

15 Przykład: Kompleksy jonu żelaza (II) Konfiguracja elektronowa atomu żelaza: Konfiguracja elektronowa jonu żelaza: Stany elektronów walencyjnych atomu żelaza oraz jonu żelaza w kompleksie K 4 [Fe(CN) 6 ] Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 15

16 Chelaty Przykłady ligandów, które mogą być donorami dwóch par elektronowych: a) jon węglanowy b) jon szczawianowy c) etylenodiamina kompleks EDTA z jonem ołowiu [PbEDTA] 2- Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 16

17 Chelaty 2- N N porfiryna (ligand) N N NH Morfina N N HN Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 17

18 Chelaty Hem (protoporfiryna + Fe 2+ ) HC CH 2 CH 3 H 3 C CH CH 2 N N Fe N N H 3 C CH 3 HOOC-H 2 C-H 2 C CH 2 -CH 2 -COOH Iron Protoporphyrin IX (heme-b) Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 18

19 Zjawisko izomerii lek przeciwnowotworowy związek bez właściwości leku Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 19

20 Zjawisko czynności optycznej N N N M N N N N N N M N N N Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 20

21 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 21

22 Zjawisko barwy kompleksów - Absorpcja światła Orbitale d atomu centralnego Recall: Figure 7.10 Rozszczepienie w polu ligandów energia e g o t 2g

Zjawisko barwy kompleksów - Absorpcja światła Wzbudzenie elektronowe h [Ti(H 2 O) 6 ] 3+ jest fioletowy Szereg spektroskopowy (spektrochemiczny) Cl - < F - <

23 Zjawisko barwy kompleksów - Absorpcja światła Wzbudzenie elektronowe h [Ti(H 2 O) 6 ] 3+ jest fioletowy Szereg spektroskopowy (spektrochemiczny) Cl - < F - < H 2 O < NH 3 < en < NO 2 - < CN - słabe pole ligandów mała wartość o silne pole ligandów duża wartość o Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 23

24 Przykład: seria kompleksów chromu (III) wzrost wartości o [CrF 6 ] 3- zielony [Cr(H 2 O) 6 ] 3- fioletowy [Cr(NH 3 ) 6 ] 3- żółty [Cr(CN) 6 ] 3- żółty Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 24

Pojedynczy atom wodór może łączyć, przy pomocy wiązania wodorowego i

25 ODDZIAŁYWANIA CHEMICZNE WIĄZANIE WODOROWE Wiązanie wodorowe ma nie tylko charakter oddziaływania elektrostatycznego, ale i donorowo-akceptorowego. Pojedynczy atom wodór może łączyć, przy pomocy wiązania wodorowego i atomowego, nie więcej niż dwa elektroujemne Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 25

26 WIĄZANIE WODOROWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 26

27 WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 27

28 WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują helisę DNA Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 28

29 WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują łańcuchy polipetydowe Hemoglobina Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 29

30 WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują łańcuchy polipetydowe JEDWAB Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 30

31 WIĄZANIE WODOROWE - konsekwencje Zmiany temperatur topnienia i wrzenia obrazujące wpływ wiązania wodorowego. Dla porównania załączono krzywe dla gazów szlachetnych. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 31

ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE Oddziaływania jon-jon (elektrostatyczne, siły kulobowskie) silne (300-600 kj/mol) kierunkowe, proporcjonalne do d -1.

32 ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE Oddziaływania jon-jon (elektrostatyczne, siły kulobowskie) silne ( kj/mol) kierunkowe, proporcjonalne do d -1., dominujące dla związków jonowych. Oddziaływania jon-dipol moment dipolowy cząsteczki µ = q r stanowią ok % siły wiązań jon-jon proporcjonalne do d -2 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 32

adhezji oraz spójności układów polarnych Oddziaływania jon

33 ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE Oddziaływania dipol-dipol dużo słabsze od jon-dipol, odpowiedzialne za siły kohezji i adhezji oraz spójności układów polarnych Oddziaływania jon dipol indukowany Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 33

ODDZIAŁYWANIA MIĘDZY CZĄSTECZKOWE Oddziaływania dipol dipol indukowany Siły dyspersyjne (Londona) oddziaływania pomiędzy apolarnymi atomami lub cząsteczkami wykazującymi chwilowe fluktuacje gęstości

34 ODDZIAŁYWANIA MIĘDZY CZĄSTECZKOWE Oddziaływania dipol dipol indukowany Siły dyspersyjne (Londona) oddziaływania pomiędzy apolarnymi atomami lub cząsteczkami wykazującymi chwilowe fluktuacje gęstości elektronowej. E = - 2 ' / r6 to chwilowa wartość momentu dipolowego proporcjonalna do energii jonizacji oraz polaryzowalności. SIŁY VAN DER WAALSA Efekt orientacyjny oddziaływania typu dipol - dipol i jon - dipol. Efekt indukcyjny oddziaływania typu dipol - dipol indukowany i jon - dipol indukowany Efekt dyspersyjny - oddziaływania typu Londona Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 34

35 ODDZIAŁYWANIA CHEMICZNE Zakres oddziaływania Rodzaj oddziaływania Siła oddziaływania [kj/mol] 1/R elektrostatyczne -13 to 17 1/R 2 ładunek-dipol -13 to 21 1/R 3 dipol-dipol -2 to 8 1/R 3 to 1/R 4 zdelokalizowane, aromatyczne -4 to 8 1/R 6 Van der Waals -0.4 to 0.8 PORÓWNANIE MOCY WIĄZAŃ Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 35

36 KRYSZTAŁY Zależność niektórych właściwości fizycznych od rodzaju kryształu Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 36

37 Przykładowe pytania W których z poniższych cząsteczek (jonów) występują wiązania koordynacyjne? A. I, III B. I, IV C. II, III D. II, IV Która z wymienionych trójek prezentuje związki chemiczne utworzone w wyniku wiązania jonowego? A. H 2 O, KCl, CO 2 B. B. HI, BaS, HBr C. H 2 S, CsCI, NH 3 D. MgS, CsI, KBr Fluorowiec elektroujemność wodór 2.1 fluor 4.0 chlor 3.0 brom 2.8 jod 2.5

38 Przykładowe pytania Wskaż typy wiązań chemicznych występujące w następujących substancjach lub jonach: NH 4+ HCl NaCI Cl 2 A. jonowe atomowe atomowe spolaryzowane B. atomowe koordynacyjne jonowe C. koordynacyjne atomowe spolaryzowane jonowe D. atomowe jonowe koordynacyjne koordynacyjne atomowe spolaryzowane atomowe atomowe spolaryzowane Ponieważ różnica elektroujemności między Cl i H wynosi 0.9, zaś między Br i H wynosi 0.7, to poprawne jest następujące stwierdzenie: A. wiązanie w cząsteczce HBr jest silniej spolaryzowane niż w HCl B. moment dipolowy cząsteczki HCl jest mniejszy niż moment dipolowy HBr C. ładunek cząstkowy H w dipolu HBr jest mniejszy od ładunku cząstkowego H w dipolu HCl D. procentowy udział wiązania jonowego jest wyższy w cząsteczce HBr niż w HCl

39 Przykładowe pytania W wymienionych związkach: NH 3, O 3, BaCI 2, C 2 H 2, KBr wiązanie kowalencyjne występuje w: A. NH 3, C 2 H 2, BaCI 2 B. O 3, BaCI 2, KBr C. NH 3, O 3, BaCl 2 D. NH 3, O 3, C 2 H 2 Orbitale molekularne opisujące wiązania chemiczne w cząsteczce tlenku węgla to: A. jeden orbital utworzony przez orbital 2p z atomu węgla i 2p atomu tlenu oraz jeden orbital utworzony przez orbital 2p atomu węgla i 2p atomu tlenu B. jeden orbital utworzony przez orbital 2p z atomu tlenu i 2p atomu węgla oraz dwa orbitale utworzone przez orbitale 2p atomu węgla i orbitale 2p atomu tlenu C. dwa orbitale utworzone przez orbitale 1 s i 2s atomu węgla i orbitale 1 s i 2s atomu tlenu oraz trzy orbitale utworzone przez orbitale 2p atomu tlenu i 2p atomu węgla D. dwa orbitale utworzone przez orbitale 2p atomu węgla i 2p atomu tlenu oraz orbital utworzony przez orbital sp2 atomu węgla i 2p atomu tlenu Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 39

40 Ile wiązań poszczególnych typów zawiera cząsteczka (NH 4 ) 2 SO 4 : kowalencyjne koordynacyjne jonowe A B C D Poniższe wzory elektronowe przedstawiają: I II III A. jonowe kowalencyjne, jonowe koordynacyjne B. Jakiego typu wiązania występują w podanych substancjach? wodorowe, kowalencyjne koordynacyjne, kowalencyjne spolaryzowane I. asocjację cząsteczek wody II. budowę cząsteczki H 2 SO 4 III. strukturę diamentu kowalencyjne C. metaliczne wodorowe, koordynacyjne kowalencyjne spolaryzowane D. metaliczne jonowe, koordynacyjne metaliczne

Podobne dokumenty

Wykład z Chemii Ogólnej

Wykład z Chemii Ogólnej Część 2 Budowa materii: od atomów do układów molekularnych 2.2. BUDOWA CZĄSTECZEK Katedra i Zakład Chemii Fizycznej Collegium Medicum w Bydgoszczy Uniwersytet Mikołaja Kopernika