Budowa atomu Wiązania chemiczne.

Prezentacja na temat: "Budowa atomu Wiązania chemiczne."— Zapis prezentacji:

1 Budowa atomu Wiązania chemiczne

2 Główne części każdego atomu to jądro atomowe
i elektrony przemieszczające się wokół niego po orbitach. Przestrzeń, w której poruszają się elektrony nazywa się strefą elektronową. Średnica jądra atomowego to zaledwie 1/10000 średnicy całego atomu. Jądro zwiera dwa rodzaje cząstek elementarnych: protony i neutrony. Masa neutronu jest w przybliżeniu równa masie protonu. Masa całego atomu zleży wyłącznie od masy jądra atomowego, czyli o sumy mas neutronów i protonów w tym jądrze.

3 Atom jako całość jest układem trwałym.
Pomiędzy protonami i elektronami występują jednoczesne siły przyciągania spowodowane tym, iż mają one różnoimienne ładunki elektryczne. Protony obdarzone są dodatnim, a elektrony ujemnym ładunkiem elektrycznym. Liczba protonów w jądrze równa jest liczbie elektronów krążących wokół jądra, dlatego atom jako całość jest elektrycznie obojętny.

4 Historyczny rozwój teorii budowy atomu

5 Atom jako całość jest obojętny elektrycznie.
Model Thomsona   Zaproponowany w 1903 r. Atom ma postać kuli równomiernie wypełnionej elektrycznym ładunkiem dodatnim, wewnątrz której znajduje się elektron. Sumaryczny ładunek dodatni kuli równy jest ładunkowi elektronu. Atom jako całość jest obojętny elektrycznie. Materia dodatnia Ujemne elektrony

6 Model Rutherforda Rozkład dodatnich i ujemnych ładunków w atomie może być wyznaczony doświadczalnie. Doświadczenie Rutherforda polegało na bombardowaniu materii cząstkami a. Obserwował zmianę kierunku ich lotu (rozproszenie) przy przechodzeniu przez cienką warstwę materii. Cząstka alfa

7 z elektronów. Prawie cała masa atomu skupiona jest w jądrze.
Na tej podstawie Rutherford w 1911 r. zaproponował jądrowy model atomu. Według Rutherforda atom ma postać układu ładunków, w którego środku znajduje się ciężkie dodatnio naładowane jądro o ładunku ze, o wymiarach nie przekraczających m, a wokół jądra w całej objętości zajmowanej przez atom rozmieszczone jest z elektronów. Prawie cała masa atomu skupiona jest w jądrze. - - - - z+ - - - -

8 Wyniki doświadczeń nad rozpraszaniem cząstek a świadczą na korzyść zaproponowanego przez Rutherforda jądrowego modelu atomu. Jednakże ten model okazał się sprzeczny z prawami mechaniki klasycznej i elektrodynamiki. Rutherford założył, że elektrony poruszają się wokół jądra po zakrzywionych trajektoriach. Ale w tym przypadku elektron będzie poruszał się z przyspieszeniem, w związku z czym - zgodnie z elektrodynamiką klasyczną - powinien on nieprzerwanie emitować fale elektromagnetyczne. Procesowi emisji promieniowania towarzyszy strata energii, zatem elektron powinien w końcu spaść na jądro.                                                     v + elektron W planetarnym modelu atomu elektron wskutek wypromieniowania energii po spirali powinien spaść na jądro

9 W 1913 r. duński fizyk Niels Bohr znalazł wyjście
Model Bohra Jądrowy model atomu Rutherforda w połączeniu z klasyczną mechaniką i elektrodynamiką nie jest w stanie wyjaśnić ani stabilności atomu, ani charakteru widma atomowego. W 1913 r. duński fizyk Niels Bohr znalazł wyjście z powstałego tu impasu, co prawda, kosztem wprowadzenia założeń sprzecznych z klasycznymi wyobrażeniami. Przyjęte przez Bohra założenia zawarte są w dwóch sformułowanych przezeń postulatach. - +

10 Pierwszy postulat Bohra
Elektron nie może krążyć po dowolnej orbicie, lecz tylko po tych, dla których moment pędu elektronu jest wielokrotnością h/2p . h - stała nazwana stałą Plancka wynosząca 6,62*10-34J*s Każdej orbicie odpowiada inny stan energetyczny atomu. Znajdując się na orbicie dozwolonej elektron nie promieniuje energii. Orbity dozwolone zostały nazwane stacjonarnymi.

11 We wzorze tym En oznacza energie atomu w stanie początkowym,
Drugi postulat Bohra Atom absorbuje lub emituje promieniowanie w postaci kwantu o energii hu przechodząc z jednego stanu energetycznego En do drugiego Ek (czyli przejściu elektronu z jednej orbity dozwolonej na inną). Różnica energii tych stanów atomów równa się energii wypromieniowanego kwantu: hn = En - Ek               We wzorze tym En oznacza energie atomu w stanie początkowym, Ek - w stanie końcowym, v - jest częstotliwością emitowanego lub zaabsorbowanego promieniowania. Energia zostaje wypromieniowana, gdy En>Ek, pochłonięta zaś, jeżeli En< Ek.

12 Przejście elektronu z jednej orbity na drugą jest związane
Emisja fotonu Absorpcja fotonu Przejście elektronu z jednej orbity na drugą jest związane z emisją lub absorpcją fotonu

13 Trzeci postulat Bohra Prawa mechaniki opisują równowagę dynamiczną elektronów w stanach stacjonarnych, ale nie stosują się do przechodzenia elektronu pomiędzy dwoma stanami stacjonarnymi.

14 Liczbę n nazywamy główną liczbą kwantową.
Zgodnie z pierwszym postulatem Bohra możliwe są tylko takie orbity, dla których moment pędu elektronu mevr spełnia warunek mevr = nh (n = 1, 2, 3, ....)                               Liczbę n nazywamy główną liczbą kwantową.

15 Obecnie teoria Bohra ma głównie znaczenie historyczne.
Po pierwszych sukcesach tej teorii coraz bardziej widoczne stawały się jej niedociągnięcia. Szczególnie przygnębiające były niepowodzenia wszystkich prób skonstruowania teorii atomu helu - jednego z najprostszych atomów, następnego atomu bezpośrednio po atomie wodoru.        Po odkryciu falowych własności materii, stało się zupełnie jasne, że oparta na mechanice klasycznej teoria Bohra mogła być jedynie przejściowym etapem na drodze do stworzenia konsekwentnej teorii zjawisk atomowych.

16 Elektronowa struktura atomu

17 a w innych sytuacjach jakby były falami.
Dualizm korpuskularno-falowy - cecha wielu obiektów fizycznych (np: światła czy elektronów) polegająca na tym, że w pewnych sytuacjach, zachowują się one jakby były cząstkami (korpuskułami), a w innych sytuacjach jakby były falami. Wg mechaniki kwantowej właściwie całą materię charakteryzuje ten dualizm. Każdej cząstce, a nawet każdemu obiektowi makroskopowemu można przypisać charakterystyczną dla niego funkcję falową. Z drugiej strony każde oddziaływanie falowe można opisać w kategoriach cząstek.

18 Dualizm korpuskularno-falowy
Efekt fotoelektryczny A K G + - S Emisja elektronów z katody zachodzi tylko wówczas, gdy długość fali światła padającego nie przekracza pewnej wartości progowej „czerwonej linii efektu fotoelektrycznego”. Ta graniczna wartość l0 = c/n0 jest charakterystyczna dla metalu katody. Wynika z tego, że energia fotonu musi posiadać pewną minimalną wartość, poniżej której nie jest możliwe wybicie elektronu z katody. Nadmiar energii h(n – n0) jest zamieniany na energię kinetyczną elektronu.

19 Dualizm korpuskularno-falowy
Efekt Comptona Doświadczenie polegało na rozproszeniu promieniowania Röntgena na parafinie. Compton stwierdził, że długość fali promieniowania rozproszonego jest większa niż pierwotnie. Odrzucony elektron Rozproszony foton m v h n’/c h n/c W przeciwieństwie do zjawisk interferencji czy dyfrakcji promieniowania elektromagnetycznego efektu fotoelektrycznego oraz efektu Comptona nie da się wyjaśnić na drodze teorii falowej.

20 Dyfrakcja – odchylenie się fal od prostoliniowego kierunku
rozchodzenia się, np. po przejściu przez szczelinę. Interferencja – nakładanie się fal prowadzące do zwiększenia lub zmniejszenia amplitudy fali wypadkowej.

21 Dualizm korpuskularno-falowy
Hipoteza de Broglie’a Dualizm korpuskularno-falowy jest cechą nie tylko światła (fotonów), lecz i wszystkich cząstek materialnych o masie spoczynkowej różnej od zera, np. elektronów Przykład: dla kuli o masie 1g, wystrzelonej z prędkością 300 m/s, l jest rzędu cm (h =6,624 · J · s).

22 Równanie Schrödingera
Równanie podaje przestrzenną zależność funkcji falowej  od stanu energetycznego układu i masy elektronu. x, y, z – współrzędne elektronu, m – masa elektronu, E – energia całkowita układu, V – energia potencjalna układu, h – stała Planca.

23 Liczby kwantowe n, l, m i s n – główna liczba kwantowa, określa przede wszystkim energię elektronu w atomie. Główna liczba kwantowa może przybierać tylko wartości równe liczbom naturalnym: n = 1, 2, 3, ..... n określa przynależność elektronu do poziomów: K, L, M, N, O, P, Q l – poboczna liczba kwantowa, kwantuje moment pędu związany z ruchem elektronu w polu jądra. Dla danego n wartości l wynoszą: 0, 1, 2, ..., (n-1). Liczba l określa przynależność do orbitali: s, p, d, f, g... m – magnetyczna liczba kwantowa, decyduje o możliwych wartościach składowej momentu pędu w wyróżnionym kierunku (z). Dla danego l możliwe wartości m wynoszą: 0, 1,  2, ...,  l.

24 s – spinowa liczba kwantowa, kręt elektronu, może przyjmować
Liczby kwantowe n, l, m i s s – spinowa liczba kwantowa, kręt elektronu, może przyjmować wartości ±1/2. Ma ona duże znaczenie przy tworzeniu wiązań chemicznych. Zakaz Pauliego Możliwe są tylko takie stany elektronowe w atomie, w których żaden elektron nie ma identycznych wszystkich czterech liczb kwantowych.

25 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) n = 1, 2, 3, ..... l = 0, 1, 2, ..., (n-1)
m = 0, 1,  2, ...,  l s = ±1/2 n l m s Liczba stanów 1 (K) 0 (s) ±1/2 2 2 (L) 1 (p) 0, -1, +1 6 3 (M) 2 (d) 0, -1, -2, +1, +2 10 4 (N) 3 (f) 0, -1, -2, -3, +1, +2, +3 14

26 Kolejność poziomów energetycznych w atomie
5d 4f 6s 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s

27 O, 8 elektronów 1s22s2p4 K, 19 elektronów 1s s2 p s 2p s1 K, 19 elektronów

28 x y z Orbitale x y z s px x y z x y z py pz

29 Wiązania chemiczne

30 Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie odpowiednich wiązań chemicznych tłumaczy się charakterystycznym kwantowo-mechanicznym oddziaływaniem pomiędzy elektronami i jądrami łączących się atomów. Aby utworzona molekuła była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy. Oznacza to, że proces tworzenia się molekuł powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii. Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi wiązanie jest: energia wiązania (energia dysocjacji), odległość pomiędzy atomami, kąt pomiędzy kierunkami wiązań.

31 Wiązanie chemiczne jest siłą przyciągającą do siebie atomy
i utrzymującą je razem. Molekuła jest to zgrupowanie atomów powstające w wyniku tych oddziaływań. Długość wiązania jest związana z jego siłą: im wiązanie silniejsze, tym bliżej siebie znajdują się atomy. Dwa atomy wodoru połączone wiązaniem kowalencyjnym znajdują się w odległości 0,74 angstremów, podczas gdy w przypadku oddziaływań van der Waalsa odległość ta wynosi 1,2 angstrema.

32 Długość wiązań i energia dysocjacji niektórych cząsteczek dwuatomowych
Związek chemiczny Ed (kcal/mol) L (oA) H2 104  0,72  F2 37  1,42  Cl2 59  1,99  Br2 46  2,28  I2 36 2,67 HF 135 0,92 HCl 103 1,27 HBr 87 1,41 HI 71,4 1,61 NO 150 1,151 O2 119 1,207 CO 256 1,128 N2 226 1,094

33 Obecnie rozwinięciem kwantowej teorii atomu jest
Pierwszą ogólną teorię tłumaczącą łączenie się atomów pomiędzy sobą w związkach chemicznych podali: Kossel, Lewis (1916) oraz Langmuir (1919). Teoria ta nazywana jest elektronową teorią wiązania chemicznego. Elektronowa teoria wiązania chemicznego opiera się na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na podstawie reguły oktetu wyjaśnia różne typy i liczby wiązań w związkach chemicznych. Obecnie rozwinięciem kwantowej teorii atomu jest kwantowa teoria tworzenia wiązań chemicznych.

34 Elektronowa teoria wiązania chemicznego

35 Układ okresowy, tablica Wernera

36 Rodzaje wiązań: wiązania jonowe, wiązania kowalencyjne,
wiązania kowalencyjne spolaryzowane, wiązania koordynacyjne, wiązania metaliczne, wiązania wodorowe, oddziaływania van der Waalsa, oddziaływania hydrofobowe.

37 Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością. W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych. Cl Na

38

39 W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się
Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności. Podobnie jak w wiązaniu jonowym, wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2 itp. Przykładem jest wodór dla którego pojedynczy atom ma jeden elektron. Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów tworzących wiązanie.

40 Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

41 Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi. Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy u

42 Wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Najprostszym przykładem powstawania wiązania koordynacyjnego jest tworzenie się jonu amonowego + H+ Cl- N H + + Cl-

43 Połączenia, w których występują wiązania koordynacyjne noszą nazwę
związków koordynacyjnych, związków kompleksowych, albo kompleksów. W związku kompleksowym wyróżnia się atom centralny i cząsteczki koordynowane zwane ligandami.

44 Wiązania wodorowe Jest to słabe oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy elektroujemnym atomem (akceptorem), a atomem wodoru, który jest kowalencyjnie połączony z innym atomem elektroujemnym (donorem). W wiązaniu tym wodór pełni rolę mostka łączącego dwa elektroujemne atomy.

45 Wiązania wodorowe

46 Siły van der Waalsa Siły van der Waalsa są bardzo słabymi oddziaływaniami zachodzącymi pomiędzy wszystkimi typami atomów (zarówno polarnymi jak i niepolarnymi). W chmurze elektronowej otaczającej jądro pojawiać się mogą chwilowe fluktuacje rozmieszczenia ładunków ujemnych - wynik normalnego ruchu elektronów. Takie nieregularności prowadzą do powstawania i zanikania dipoli, które wpływają na rozmieszczenie elektronów w sąsiednich atomach. Gdy atomy znajdujące się w bezpośrednim sąsiedztwie mają spolaryzowane chmury elektronowe, pojawiać się może słabe przyciąganie. Zanika ono bardzo szybko wraz ze wzrostem odległości między atomami, natomiast gdy atomy znajdą się zbyt blisko siebie zostają odepchnięte przez jednoimienne ładunki chmur elektronowych.

47 Oddziaływania van der Waalsa odpowiadają
na przykład za przyciąganie się cząsteczek niepolarnych cieczy oraz stanowią siły łączące składniki ścian komórkowych (poprzez przyciąganie się niepolarnych łańcuchów fosfolipidów).

48 Kwantowa teoria wiązania chemicznego
Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Z obliczeń stosowanych w mechanice kwantowej wynika, że energia orbitalu cząsteczkowego powstałego z połączenia dwóch, obsadzonych pojedynczymi elektronami o przeciwnych spinach, orbitali atomowych jest tym mniejsza, a energia wiązania tym większa, im lepiej nakładają się lub przenikają chmury elektronowe danych orbitali atomowych. Takie nakładanie się orbitali atomowych powoduje zwiększenie gęstości chmury elektronowej pomiędzy jądrami atomowymi. Z kolei przenikanie się chmur elektronowych jest najpełniejsze wówczas, gdy wyróżnione kierunkami wiążących orbitali atomowych leżą na wspólnej osi. W ten sposób przestrzenna konfiguracja orbitali wpływa na kierunek wiązań chemicznych w przestrzeni i na kształt cząsteczek.

49 Udział w wiązaniu kowalencyjnym biorą tylko elektrony nieparzyste
zawarte w atomie: tlen (8) s2p4 chlor (17) s2p5 węgiel (8) w stanie podstawowym: s2p2 w związkach: s1p3

50 Schemat wiązania s-s

51 Schemat wiązania p-p

52 Schemat wiązania s-p Orbitale molekularne tworzą się z orbitali atomowych poprzez kombinację funkcji falowych