1. Struktura elektronowa atomów, tworzenie wiązań chemicznych „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 godzina wykładu: 1 i 2 1 1.1. Struktura elektronowa atomów Rozkład elektronów na pierwszych czterech powłokach elektronowych 1. powłoka 2. powłoka 3. powłoka Orbitale atomowe Relatywna energia orbitali at. Liczba orbitali atomowych Maksymalna liczba elektronów s s, p s, p, d 1 1, 3 1, 3, 5 2 2, 6 2, 6, 10 4. powłoka s, p, d, f 1, 3, 5, 7 2, 6, 10, 14 Konfiguracja elektronowa atomów wybranych pierwiastków Atom L. atomowa 1s 2s 2px 2py 2pz 3s H 1 Zakaz Pauliego • orbital atomowy może być obsadzony He 2 nie więcej niż dwoma elektronami, Li 3 B C N O F Na 5 6 7 8 9 11 • elektrony te muszą mieć przeciwny spin. Reguła Hunda Orbitale atomowe o tej samej energii są obsadzane kolejno pojedynczymi elektronami. „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 2 1A H 2.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 2A 1B 2B 3A Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 wiązanie X-Y 1.2. Rodzaje wiązań chemicznych 4A przykład 6A 7A B C N O F 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Al Si P S Cl 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 Br 2.8 I 2.5 różnica elektroujemności między atomami tworzącymi wiązanie cecha wiązania 5A kowalencyjne niespolaryzowane uwspólnienie elektronów w równym (prawie równym) stopniu przez oba jądra atomowe C-C, H-H Skala elektroujemności (relatywna) wybranych atomów wg. Paulinga kowalencyjne spolaryzowane C-H, O-H, N-H „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 jonowe przyciąganie przeciwnych ładunków elektrycznych K+F¯, Na+Br¯ 3 1.3. Rodzaje wzorów chemicznych Wzory Lewisa – uwidocznione wolne pary elektronowe wolne pary elektronowe elektrony wiążące = l. elektronów walencyjnych = 6 ładunek formalny 0 (H2O) = -1 (OH-) = +1 (H3O+) Wzory Kekulego – nieuwidocznione wolne pary elektronowe Wzory skondensowane ładunek formalny - ( l. elektronów w wolnych parach elektronowych - ( 2 6 - 6 - H H C O H H CH3CH2OH ( ( 4 + ½ l. elektronów wiążących ½x4 6 + ½x2 CH3CO2H O + + ½x6 ) ) ) ) lub OH „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 4 1.4. Wprowadzenie do teorii orbitali atomowych – kontury orbitali atomowych jądro atomowe płaszczyzna węzłowa przeciwne fazy fali płaszczyzna węzłowa: przestrzeń o zerowym prawdopodobieństwie występowania elektronu „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 5 1.5. Wprowadzenie do teorii orbitali molekularnych – tworzenie wiązania H-H „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 6 1.6. Wprowadzenie do teorii orbitali molekularnych – orbitale cząsteczkowe np., C=O np., C=C E np., H-H „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 7 1.7. Powstawanie wiązania pojedynczego C-H i C-C przeniesienie elektronu na nieobsadzony orbital 2p Wzory perspektywiczne Kontury orbitali „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 8 1.8. Powstawanie wiązania podwójnego C-C widok z boku widok z góry wiązanie p C-C: nakładanie orbitali p-p wiązanie s C-C: nakładanie orbitali sp2-sp2 „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 9 1.9. Powstawanie wiązania potrójnego C-C widok z boku w płaszczyznach wzajemnie prostopadłych widok z góry wiązanie p C-C: nakładanie orbitali p-p wiązanie s C-C: nakładanie orbitali sp2-sp2 „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 10 1.10. Budowa CH3+, CH3 i CH3nie zhybrydyzowany orbital p, nie obsadzony CH3+ wiązanie s, nałożenie orbitali sp2 (C) – s (H) nie zhybrydyzowany orbital p, obsadzony nie sparowanym elektronem CH3 orbital sp3, wolna para elektronowa wiązanie s, nałożenie orbitali sp3 (C) – s (H) CH3„Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 11 1.11. Budowa cząsteczki NH3, NH4+, H2O i H3O+ wolna para elektronowa hybrydyzacja sp3 p p p sp3 s O sp3 sp3 sp3 hybrydyzacja sp3 H 104.5° H p s p p sp3 sp3 sp3 sp3 „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 12 1.12. Budowa cząsteczki HX (halogenowodoru) X hybrydyzacja sp3 H p p p sp3 sp3 sp3 sp3 s 2sp3 3sp3 4sp3 5sp3 H-X H-F H-Cl H-Br H-I Długość wiązania [nm] 0.0917 0.1275 0.1415 0.1609 Moc wiązania [kcal/mol] 136 103 87 71 Stopień nałożenia orbitali „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 13 1.13. Podsumowanie – hybrydyzacja at. C a budowa cząsteczki Cząsteczka Typ hybrydyzacji at. C % udział orbitalu s w orbitalu zhybrydyzowanym Kąty wiązań Długość wiązania C-C [mn] Moc wiązania C-C [kcal/mol] Długość wiązania C-H [nm] Moc wiązania C-H [kcal/mol] „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 sp3 sp2 sp 25% 33.3% 120° 180° 0.154 0.133 0.120 90.2 174.5 230.4 0.110 0.108 0.106 101.1 110.7 133.3 109.5° 50% 14 1.14. Moment dipolowy cząsteczki Wypadkowa wartości momentów dipolowych spolaryzowanych wiązań kowalencyjnych obecnych w cząsteczce i kierunku tych dipoli. Moment dipolowy wiązania = m = wartość ładunku cząstkowego zgromadzonego na jednym z atomów biorących udział w wiązaniu Wiązanie H-H Elektroujemność atomu 2.1 H-C 2.5 (C) H-O 3.5 (O) H-N x Moment dipolowy wiazania [D] 0 0.4 3.0 (N) 1.3 H-F 4.0 (F) 1.7 H-Br 2.8 (Br) 0.8 H-Cl H-F odległość między ładunkami 3.0 (Cl) 2.5 (I) „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 1.5 1.1 0.4 15 1.14.1. Moment dipolowy cząsteczki - przykłady momenty dipolowe wiązań równoważą się momenty dipolowe wiązań równoważą się „Chemia Organiczna”, dr hab. inż. Mariola Koszytkowska-Stawińska, WChem PW; 2016/2017 16