Związki chemiczne, wiązania chemiczne, reakcje

Transkrypt

1 , wiązania chemiczne, reakcje Związek chemiczny trwałe połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania chemicznego. powstają podczas reakcji chemicznych. Podział główny: związki organiczne, związki nieorganiczne. Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii. Lech Pajdowski Chemia ogólna. Adam Bielański Podstawy chemii ogólnej i nieorganicznej. Irena Zubel 1.W10.pdf Irena Zubel 2.W10.pdf Rodzaje związków nieorganicznych: wodorki NaH, H 2 S tlenki MgO, CO 2 kwasy HCl, H 3 PO 4 wodorotlenki KOH, BaOH sole FeCl 3, K 2 Cr 2 O 7 węgliki CaC 2 azotki Li 3 N, C 3 N 4 Prawo stałości składu: związki chemiczne mają stały skład ilościowy TLENKI związki zbudowane z tlenu i innego pierwiastka. tlenki metali = (najczęściej) tlenki zasadowe tlenki niemetali = (najczęściej) tlenki kwasowe amfoteryczne wchodzą w reakcję z zasadami i kwasami. Sposoby otrzymywania tlenków: reakcja tlenu z pierwiastkiem reakcja rozkładu termicznego soli oraz wodorotlenków reakcja utleniania tlenków niższych reakcja redukcji tlenków wyższych. KWASY związki zbudowane z wodoru oraz reszty kwasowej. kwasy tlenowe; kwasy beztlenowe. Sposoby otrzymywania kwasów: reakcja tlenku niemetalu i wody. reakcja mocnego kwasu z solą. Moc kwasów maleje w grupie, a rośnie w okresie układu okresowego. Moc dla kwasów beztlenowych rośnie w grupie. Możliwe reakcje: z metalami; tlenkami metalu; Szereg aktywności wszystkich metali Pierwiastki stojące w szeregu aktywności za wodorem nie są w stanie wyprzeć go z kwasu. Reakcja nie zachodzi, z wyjątkiem kwasu siarkowego oraz azotowego. WODOROTLENKI związki zbudowane z metalu oraz grupy wodorotlenowej (OH). Otrzymywanie wodorotlenków: reakcja metalu z grupy 1 lub 2 (oprócz berylu) z wodą reakcja tlenku metalu z grupy 1 lub 2 (oprócz berylu) z wodą W zależności od charakteru chemicznego wodorotlenki możemy podzielić na: zasadowe, które wchodzą w reakcję z kwasami i tworzą sól. amfoteryczne, które wchodzą w reakcję z kwasami oraz zasadami. Sole związki zbudowane z metalu oraz reszty kwasowej. obojętne (występują najczęściej) wodorosole hydroksosole (metal oraz reszta kwasowa i wodorotlenowa) Sposoby otrzymywania soli: reakcja kwasu z zasadą; reakcja kwasu z tlenkiem metalu; reakcja kwasu z metalem; reakcja tlenku metalu z tlenek niemetalu reakcja zasady z tlenkiem niemetalu; reakcja metalu z niemetalem; reakcja soli1 z solą2 reakcja soli1 z zasadą1; reakcja soli słabego kwasu z silnym kwasem; reakcja soli kwasu beztlenowego z silnym kwasem tlenowym. 1

2 Typy oddziaływań między atomami: wiązania chemiczne oparte na wymianie elektronów walencyjnych oddziaływania o charakterze fizycznym siły van der Waalsa Typy oddziaływań między atomami: wiązania chemiczne oparte na wymianie elektronów walencyjnych oddziaływania o charakterze fizycznym siły van der Waalsa Typy wiązań: wiązania kowalencyjne (atomowe) uwspólnienie elektronów walencyjnych sąsiadujących atomów wiązana jonowe przeniesienie elektronów walencyjnych od jednego rodzaju atomów do drugiego metaliczne uwspólnienie części elektronów walencyjnych bardzo wielu atomów Istotną cechą w klasyfikacji wiązań jest różnica elektroujemności tworzących je atomów. Gdy różnica elektroujemności wynosi: < 0,4 wiązania kowalencyjne, 1,4 1,7 kowalencyjne spolaryzowane, > 1,7 wiązania jonowe. Elektronowa teoria wiązań Levis a (1916): każdy atom dąży do takiej zmiany zewnętrznej powłoki elektronowej, aby uzyskać najtrwalszą konfigurację, tzn. minimum energii. Trwałe konfiguracje to: s2, s2p6, s2p6d10. Inaczej: przyczyną tworzenia się wiązań chemicznych jest dążenie układu do osiągnięcia minimum energii. H + H H kj/mol energia wiązania Wiązanie kowalencyjne powstaje między atomami posiadającymi niesparowane elektrony walencyjne. Polega ono na utworzeniu wspólnej pary elektronowej, należącej jednocześnie do obu atomów. Orbitale molekularne wiązania kowalencyjne Mechanika kwantowa: gdy elektrony mają spiny zgodne, to wypadkowa funkcja falowa (orbital molekularny) ma dwa maksyma rozsunięte względem osi cząsteczki (prawdopodobieństwa znalezienia elektronu między jądrami jest małe). Gdy mają spiny przeciwne, gęstość prawdopodobieństwa jest największa w obszarze między jądrami atomów, co wskazuje na istnienie wiązania. Orbitale molekularne wiązania kowalencyjne Orbitale molekularne wiązania kowalencyjne Hybrydyzacja orbitali atomowych: atomy podczas łączenia się w cząsteczki dążą do ujednolicenia orbitali elektronowych ostatniej powłoki, powstają orbitale shybrydyzowane, które są różne od orbitali s, p, d, w powstałej cząsteczce wszystkie orbitale są równocenne, są kombinacją liniową funkcji falowych s2, p6, d10. 2

3 Orbitale molekularne wiązania kowalencyjne Etap I stan wzbudzenia i hybrydyzacja (kowalencyjne) Orientacja przestrzenna orbitali atomowych shybrydyzowanych Wiązania kowalencyjne Kształty cząsteczek powstałych w oparciu o przestrzenną orientację orbitali shybrydyzowanych Wiązania kowalencyjne Kształty cząsteczek powstałych w oparciu o przestrzenną orientację orbitali shybrydyzowanych liniowa (BCl 2 ) trygonalna (BF 3 ) tetraedryczna (CH 4 ) oktaedryczna (SF 6 ) bipiramidalna (PCl 5 ) Wiązania kowalencyjne czyste występują między atomami tego samego pierwiastka. Wiązania takie mogą być pojedyncze (jak w cząsteczkach H 2, Cl 2 ) lub wielokrotne (jak w cząsteczkach S 2, O 2, N 2 oraz w wielu cząsteczkach związków organicznych między atomami węgla). Wiązania typu σ (sigma) powstają w wyniku osiowego nałożenia się orbitali atomowych tworzących orbital molekularny. Wyróżniamy wiązania typu σss, σpp, σsp. Wiązania typu π (pi) powstają w wyniku bocznego nakładania się orbitali atomowych. Wiązania typy π powstają zawsze po utworzeniu wiązania σ. Stanowią drugie albo trzecie wiązanie między dwoma atomami (wiązania wielokrotne). πpp (S 2 ) (H 2 C=CH 2 )* πpp πpp (N 2 ) (HC CH)* 3

4 Wiązania kowalencyjne spolaryzowane gdy wiązanie tworzą dwa różne atomy wspólna para elektronowa jest przyciągana przez atom pierwiastka bardziej elektroujemnego. Cząsteczka ulega polaryzacji. dipole Wiązanie donorowo akceptorowe (wiązanie koordynacyjne) powstaje wtedy, gdy wiążąca para elektronowa pochodzi od jednego z atomów. Przykłady jonów z wiązaniami koordynacyjnymi Donor atom, który dostarcza wolną parę elektronową Akceptor atom, który przyjmuje parę elektronową na swój wolny orbital Wiązania kowalencyjne Podsumowanie Wiązania jonowe Wiązanie jonowe jest wynikiem maksymalnej polaryzacji wiązania kowalencyjnego. Polega ono na przeniesieniu elektronu od atomu mniej elektroujemnego do atomu bardziej elektroujemnego. występuje tylko w związkach chemicznych, nigdy między atomami tego samego pierwiastka tworzą je atomy o dużej równicy elektroujemności skłonność atomów do tworzenia wiązania jonowego jest tym większa, im większa jest różnica elektroujemności atomy pierwiastków początkowych grup układu okresowego oddają elektrony, tworzą kationy atomy pierwiastków końcowych grup układu okresowego uzupełniają brakujące elektrony, tworzą aniony nie mają charakteru kierunkowego, mają zapełnione zewnętrzne powłoki, co daje symetrię sferyczną, analogiczną do gazu szlachetnego polega głównie na oddziaływaniu elektrostatycznym występuje wyłącznie w ciałach stałych o ciągłej strukturze krystalicznej 4

5 Wiązania jonowe Wiązania jonowe Wiązania metaliczne Siły van der Waalsa Wiązania metaliczne występują między atomami metali tworzących sieć krystaliczną, a więc w ciele stałym. Dotyczą dużej liczby pierwiastków (85 ze100). zjonizowane dodatnio atomy metali (kationy) tworzą gęsto upakowaną sieć krystaliczną uwolnione w wyniku jonizacji elektrony walencyjne są zdelokalizowane (nie są przypisane do określonych jonów) i poruszają się swobodnie w obrębie całej sieci krystalicznej, tworząc tzw. gaz elektronowy wiązania metalicznego są wynikiem równowagi dwóch sił: elektrostatycznego oddziaływania dodatnich jonów metalu z chmurą elektronową i sił odpychania między jednoimiennymi jonami w sieci. wiązania metaliczne nie są kierunkowe; dobre przewodnictwo ciepła i prądu Wiązania wodorowe 5

6 Nazwy jonów dodatnich kationy nazwę kationu tworzy się od nazwy pierwiastka w dopełniaczu Nomenklatura związków nieorganicznych Li + jon litu Cu 2+ jon miedzi II Hg 2 2+ jon dirtęci I H + jon wodoru I lub hydron (gdy liczba przyłączonych cząsteczek nie jest znana lub nieistotna) H 3 O + jon oksoniowy lub oksonium NH 4 + jon amonu lub jon amonowy, amonium, azanium UO 2 2+ jon uranylowy VI lub jon dioksouranu VI Nazwy anionów tworzy się za pomocą końcówki owy dołączonej do nazwy grupy lub pierwiastka H jon wodorkowy OH anion wodorotlenowy F jon fluorkowy S jon siarczkowy C 4 jon węglikowy O 2 jon ditlenkowy(1) nazwa dopuszczalna anion ponadtlenkowy O 2 jon ditlenkowy (2) nazwa dopuszczalna anion nadtlenkowy O 3 jon tritlenkowy (1) nazwa dopuszczalna anion ozonkowy N 3 jon triazotkowy(1) NO 3 jon azotanowy V HSO 4 jon wodorosiarczanowy VI SCN jon tiocyjnianowy Nazewnictwo tlenków Tlenki to związki o wzorze ogólnym E n O m E jest symbolem dowolnego pierwiastka z wyjątkiem fluoru Nazwy tlenków prostych tworzy się łącząc słowo tlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu a w nawiasie podaje się stopień utlenienia Cl 2 O 7 tlenek chloru VII NO 2 tlenek azotu IV Al 2 O 3 tlenek glinu FeO tlenek żelaza II Cs 2 O tlenek cezu Pb 2 PbO 4 tlenek diołowiu II ołowiu IV tlenek mieszany H 2 O 2 nadtlenek wodoru Podział tlenków Kwasowe reagujące z zasadami w reakcji z wodą dają kwasy Zasadowe reagujące z kwasami w reakcji z wodą dają zasady Amfoteryczne reagują z kwasami i zasadami Obojętne niereagujące z kwasami, zasadami i wodą mogą rozpuszczać się w wodzie na zasadzie fizycznej rozpuszczalności Tlenki reagujące z wodą Tlenki kwasowe Tlenki zasadowe Tlenki amfoteryczne Niemetali SO 2, NO 2 Metali CrO 3, Mn 2 O 7 Metali K 2 O, CaO Półmetali As 2 O 3 Metali V 2 O 5 6

7 Tlenki niereagujące z wodą Nazewnictwo związków z wodorem Tlenki obojętne CO, SiO, NO, N 2 O Tlenki o charakterze kwasowym Niemetali SiO 2 Metali MoO 3 Tlenki o charakterze zasadowym Metali NiO, CrO Tlenki amfoteryczne Półmetali GeO 2 Metali Al 2 O 3, BeO, ZnO Związki z wodorem opisuje wzór ogólny E n H m lub H m E n. Wybór właściwego wzoru zależy od relacji elektroujemności danego pierwiastka i wodoru. HF HCl HBr HI Nazwa zwyczajowa (dopuszczalna) Fluorowodór Chlorowodór Bromowodór Jodowodór Nazwa systematyczna Fluorek wodoru Chlorek wodoru Bromek wodoru Jodek wodoru Nazwa zwyczajowa (dopuszczalna) B 2 H 6 Diborowodór (6) lub diboran (6) CH 4 Metan SiH 4 Silan NH 3 Amoniak N 2 H 4 Hydrazyna PH 3 Fosfina H 2 O Woda H 2 S Siarkowodór H 2 Se Selenowodór H 2 Te Tellurowodór Nazwa systematyczna Diborowodór (6) lub diboran (6) Metan Silan Azan Diazan Fosfan Oksydan Sulfan Selan Tellan Nazewnictwo wodorotlenków ogólny wodorotlenków M(OH) n gdzie M oznacza atom metalu Nazwy wodorotlenków tworzy się łącząc słowo wodorotlenek z nazwą pierwiastka w dopełniaczu w nawiasie podając stopień utlenienia. KOH wodorotlenek potasu Cu(OH) 2 wodorotlenek miedzi II Nazewnictwo kwasów Kwasy beztlenowe ogólny kwasów H n R Kwasy beztlenowe nie zawierają w swojej cząsteczce grupy EOH Nazwy anionów kwasów beztlenowych mają końcówkę owy, a nazwy soli tych kwasów ek. Kwasy tlenowe oksykwasy zawierają w swojej cząsteczce grupę EOH Nazwy kwasów tlenowych mają końcówkę owy, nazwy ich anionów anowy, a nazwy soli an. kwasu HF (aq) HCl (aq) HBr (aq) HI (aq) H 2 S (aq) HCN (aq) HN 3 HNCO reszty kwasowej F Cl Br I S CN N 3 NCO Nazwa zwyczajowa Kwas fluorowodorowy Kwas chlorowodorowy Kwas bromowodorowy Kwas jodowodorowy Kwas siarkowodorowy Kwas cyjanowodorowy Kwas azotowodorowy Kwas izocyjanowy Nazwa systematyczna Fluorek wodoru Chlorek wodoru Bromek wodoru Jodek wodoru Siarczek (di)wodoru Cyjanek wodoru Azydek wodoru Kwas izocyjanowy Nazwa soli Fluorek Chlorek Bromek Jodek Siarczek cyjanek Azydek Izocyjanian 7

8 Kwasy tlenowe Kwasy tlenowe kwasu H 3 AsO 3 H 3 AsO 4 HNO 2 HNO 3 (HBO 2 ) n H 3 BO 3 HClO HClO 2 HClO 3 HClO 4 reszty kwasowej AsO 3 3 AsO 4 3 NO 2 NO 3 BO 2 BO 3 3 ClO ClO 2 ClO 3 ClO 4 Nazwa w systemie Stocka Kwas arsenowy III Kwas arsenowy V Kwas azotowy III Kwas azotowy V Kwas metaborowy Kwas ortoborowy Kwas chlorowy I Kwas chlorowy III Kwas chlorowy V Kwas chlorowy VII Nazwa soli Arsenian III Arsenian V Azotan III azotan V Metaboran Ortoboran Chloran I Chloran III Chloran V Chloran VII kwasu H 2 CrO 4 H 2 Cr 2 O 7 H 3 PO 3 (H 2 PHO 3 ) (HPO 3 ) n H 3 PO 4 H 4 P 2 O 7 HIO 4 H 5 IO 6 H 4 SiO 4 (H 2 SiO 3 ) n reszty kwasowej CrO 4 Cr 2 O 7 PHO 3 PO 3 PO 4 3 P 2 O 7 4 IO 4 IO 6 5 SiO 4 4 SiO 3 Nazwa w systemie Stocka Kwas chromowy VI Kwas dichromowy VI Kwas fosforowy III Kwas metafosforowy V Kwas (orto)fosforowy V Kwas difosforowy V Kwas (meta)jodowy VII Kwas ortojodowy VII Kwas ortokrzemowy Kwas metakrzemowy Nazwa soli Chromian VI Dichromian VI Fosforan III Metafosforan V (Orto)fosforan V Difosforan V (Meta)jodan VII Ortojodan VII Ortokrzemian Metakrzemian kwasu HMnO 4 H 2 MnO 4 H 2 SO 3 (SO 2 H 2 O) H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 H 2 S 2 O 8 H 2 S 2 O 3 H 2 CO 3 (CO 2 H 2 O) HOCN reszty kwasowej MnO 4 MnO 4 SO 3 SO 4 S 2 O 7 S 2 O 8 S 2 O 3 CO 3 OCN Kwasy tlenowe Nazwa w systemie Stocka Kwas manganowy VII Kwas manganowy VI Kwas siarkowy IV Kwas siarkowy VI Kwas disiarkowy VI Kwas peroksodisiarkowy VI Kwas tiosiarkowy VI Kwas węglowy Kwas cyjanowy Nazwa soli Manganian VII Manganian VI Siarczan IV Siarczan VI Disiarczan VI Peroksodisiarczan VI Tiosiarczan VI Węglan Cyjanian Nazwy związków jonowych Nazwa związku jonowego składa się z nazwy anionu i kationu w dopełniaczu, ewentualnie także z cyfry rzymskiej określającej ładunek jonu (stopień utlenienia) w przypadku gdy ten ładunek może być różny. CuCl 2 chlorek miedzi II Pb(NO 3 ) 2 azotan V ołowiu II Niektóre związki jonowe tworzą kryształy zawierające jony związku i określoną liczbę cząsteczek wody. Związki te noszą nazwę hydratów. CuSO 4 5H 2 O pentahtydrat siarczanu VI miedzi II Podział soli Sole obojętne o wzorze ogólnym M n R m AuS 2 siarczek złota I Wodorosole powstają w wyniku niecałkowitego zapełnienia kationów wodorowych kwasu o wzorze ogólnym M n (HR) m wodorosole mogą tworzyć jedynie kwasy wieloprotonowe LiH 2 PO 4 diwodorofosforan V litu Ca(HCO 3 ) 2 wodorowęglan wapnia Hydroksysole powstają w wyniku niecałkowitego zastąpienia anionów wodorotlenkowych wodorotlenku wzór ogólny [M(OH) k ] n R m hydroksysole mogą tworzyć wodorotlenki o większej niż jeden liczbie grup wodorotlenowych. FeCl(OH) chlorek wodorotlenek żelaza II AlF(OH) 2 fluorek diwodorotlenek glinu Związki kompleksowe Jeśli cząsteczka związku składa się z atomu centralnego i większej liczby przyłączonych do niego grup, niż wynika to z analizy stopnia utlenienia to taki związek nazywamy związkiem kompleksowym, a przyłączone do atomu centralnego grupy ligandami Ligandami mogą być jony Cl, CN ; obojętne cząsteczki NH 3, H 2 O, CO. Atomem centralnym w związkach kompleksowych są zazwyczaj atomy lub jony pierwiastków z bloku d 8

9 Związki kompleksowe Przy nazywaniu kompleksu metalu nazywamy najpierw ligandy, a następnie jon lub atom Nazwy ligandów obojętnych to: woda akwa; amoniak amina; tlenek węgla II (CO) karbonyl, tlenek azotu II (NO) nitrozyl. Nazwy ligandów anionowych kończą się na o Cl chloro, Br bromo, OH hydrokso, O okso, CN cyjano. Do wskazania liczby każdego typu ligandu używa się greckich przedrostków (di, tri, tetra..) Ligandy wymienia się w kolejności alfabetycznej K 4 [Fe(CN) 6 ] heksacyjanożelazian II potasu Na 2 [Zn(OH) 4 ] tetrahydroksocynkan sodu [Cr(H 2 O) 6 ]Cl 3 chlorek heksaakwachromu III [Fe(CO) 5 ] pentakarbonylżelazo 0 9