1. Struktura elektronowa atomów, tworzenie wiązań chemicznych

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