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 www.chemfiz.cm.umk.pl/dydaktyka
WIĄZANIA CHEMICZNE struktura lodu ciekłej wody pary wodnej A B C Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 2
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
WIĄZANIE JONOWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 4
Chlorek sodu Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 5
WIĄZANIE KOWALENCYJNE Powstawanie wiązania w cząsteczce wodoru. Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 6
WIĄZANIE SPOLARYZOWANE RÓŻNICE ELEKTROUJEMNOŚCI: Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 7
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
ELEKTROUJEMNOŚĆ PIERWIASTKÓW:
WIĄZANIE KOORDYNACYJNE D A Proste przykłady Jon hydroniowy, Jon amonowy, aniony reszt kwasów tlenowych Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 10
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE Konfiguracja elektronowa pierwiastków bloku d Budowa kompleksu
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 12
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
Przykład: liczba koordynacyjna = 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ oktaedr Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 14
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
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
Chelaty 2- N N porfiryna (ligand) N N NH Morfina N N HN Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 17
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
Zjawisko izomerii lek przeciwnowotworowy związek bez właściwości leku Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 19
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
Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 21
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 - < 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
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
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
WIĄZANIE WODOROWE Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 26
WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 27
WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują helisę DNA Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 28
WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują łańcuchy polipetydowe Hemoglobina Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 29
WIĄZANIE WODOROWE - przykłady Wiązania wodorowe stabilizują łańcuchy polipetydowe JEDWAB Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 30
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., dominujące dla związków jonowych. Oddziaływania jon-dipol moment dipolowy cząsteczki µ = q r stanowią ok. 10-20 % siły wiązań jon-jon proporcjonalne do d -2 Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 32
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 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
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
KRYSZTAŁY Zależność niektórych właściwości fizycznych od rodzaju kryształu Wykład z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej str. 2.3 / 36
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
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
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
Ile wiązań poszczególnych typów zawiera cząsteczka (NH 4 ) 2 SO 4 : kowalencyjne koordynacyjne jonowe A. 12 2 2 B. 8 4 2 C. 10 2 2 D. 8 3 2 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