Materialy z Chemii

Materialy z Chemii, Chemia(1)

[ Pobierz całość w formacie PDF ]
- 1 -
Energia jonizacji
– jest to najmniejsza energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu lub cząsteczki.
Powinowactwo elektronowe
– energia wydzielana w wyniku pobrania elektronu podczas tworzenia jonu ujemnego.
Elektroujemność
– zdolność do przyciągania elektronu przez atom, grupę lub cząsteczkę.
Reguła oktetu
(wg Kossela) w procesie tworzenia wiązań chemicznych atom oddaje, pobiera lub uwspólnia taką liczbę
elektronów aby uzyskać 8 elektronów (
oktet
) (strukturę najbliższego gazu szlachetnego)
Wiązanie chemiczne
– wzajemne oddziaływanie rdzeni atomowych i elektronów walencyjnych tworzących cząsteczkę
chemiczną lub makroskopowy zbiór cząsteczek.
Rodzaje wiązań
Istnieją
tylko trzy
rodzaje wiązań:
jonowe, kowalencyjne, metaliczne, które możemy
przedstawić na trójkącie wiązań:
wiązanie kowalencyjne
F2
Pozostałe wiązania jak koordynacyjne, kowalencyjne
spolaryzowane (więcej lub mniej spolaryzowane) są tylko
odmianami tych trzech rodzajów wiązań. Wiązania czysto
jonowe lub czysto kowalencyjne spotykane są niezwykle
rzadko.
Cs
CsF
wiązanie metaliczne
wjązanie jonowe
Wiązanie jonowe
(heteropolarne) zostaje utworzone w wyniku przejścia elektronu (elektronów) walencyjnych z atomów
pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego. Atomy
pierwiastków tworzących wiązanie jonowe muszą różnić się znacznie
elektroujemnością. Utworzone jony wiążą siły elektrostatyczne, każdy jon dodatni otoczony jest przez jony ujemne i na
odwrót. Dla związku w którym występują wiązania jonowe nie można podać wzoru sumarycznego, a jedynie zgodnie z
umową podaje się wzór empiryczny.
Związki z wiązaniami jonowymi są ciałami stałymi o wysokich temperaturach topnienia i wysokich temperaturach wrzenia.
Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, słabo lub wcale w niepolarnych. Reakcje między związkami z wiązaniami
jonowymi przebiegają natychmiastowo.
Wiązanie kowalencyjne
(homopolarne) polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej (wiązanie pojedyncze),
ewentualneie dwóch (wiązanie podwójne) lub trzech par elektronowych (wiązanie potrójne) przez dwa atomy, z których
każdy dostarcza na utworzenie dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Związki w których występują wiązania kowalencyjne
charakteryzują się niskimi temperaturami topnienia i
temperaturami wrzenia, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach
niepolarnych. Między cząsteczkami z wiązaniami
kowalencyjnymi występują słabe oddziaływania van der Waalsa.
Reakcje pomiędzy związkami z wiązaniami kowalencyjnymi
polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i wytworzeniu nowych. Szybkości tych reakcji można mierzyć eksperymentalnie.
Wiązanie metaliczne
powstaje pomiędzy pierwiastkami o małej elektroujemności (pierwiastkami elektrododatnimi).
Na
.
Cl
:
N
+
C
:
:
-
:
Cl
:
:
..
Cl
:
.
.
.
Cl
..
..
..
..
..
:
Cl
.
C
.
:
:
Cl
.
.
C
.
.
Cl
:
Cl
C
Cl
Cl
Cl
..
.
..
..
..
.
.
.
:
:
:
Cl
:
Cl
..
..
+
-
+
+
Atomy takich pierwiastków chcą również przyjąć konfigurację
najbliższego gazu szlachetnego, w tym celu pozbywają się swoich
elektronów walencyjnych, ale ze względu na niską ekektroujemność
żaden inny atom tych elektronów nie chce przyjąć. Powstają więc
dodatnie zręby atomowe otoczone przez wolne (swobodne) elektrony.
Dzięki tym elektronom pierwiastek taki wykazuje dobre przewodnictwo
elektryczne, cieplen, posiada połysk.
+
-
-
-
+
-
+
-
+
-
+
+
+
-
+
-
+
-
+
+
+
+
-
-
kg
.
..
..
..
..
..
- 2 -
•
Wiązanie koordynacyjne
(semipolarne) jest szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego. Polega ono na
utworzeniu wspólnej pary elektronowej z elektronów pochodzących od jednego atomu (
donora
). Drugi atom (
akceptor
) tymi
elektronami uzupełnia własną powłokę walencyjną do
oktetu. Po utworzeniu wiązania koordynacyjnego, jest ono
nieodróżnialne
od wiązania kowalencyjnego. O obecności
wiązania koordynacyjnego może świadczyć para
ładunków
formalnych
pojawiająca się we wzorze konstytucyjnym.
Ładunek formalny
oblicza się ze wzoru:
q=ne
w
-ne
p
-1/2
.
ne
b
:
O
..
..
O
N
:
O
N
:
N
.
..
..
H
=
-
..
..
..
H
.
O
:
O
+
O
O
:
O
.
.
..
O
H
..
..
(q=ne
w
-ne
p
–n
b
)
ne
w
– liczba elektronów walencyjnych
ne
p
– liczba elektronów na atomie
ne
b
– liczba elektronów tworzących wiązanie; n
b
liczba utworzonych wiązań przez atom
W kwasie azotowym(V) dla atomu azotu: 5-0-1/2
.
4=
+1
; 5-0-4=
+1
; dla atomu tlenu: 6-6-1=
-1
•
Wiązania wodorowe
powstaje pomiędzy atomem wodoru (kowalencyjnie związanym z atomem fluoru, tlenu lub
azotu) a innym, małym, silnie elektroujemnym atomem (fluor lub tlen). Obecność wiązań wodorowych powoduje
podwyższenie temperatury wrzenia (woda – siarkowodór, alkohol etylowy – eter dimetylowy). Wiązania wodorowe
powodują, że zmierzona masa cząsteczkowa jest wielokrotnością masy cząsteczkowej obliczonej ze wzoru sumarycznego.
Pozorny wzrost masy cząsteczkowej powoduje właśnie podwyższenie temperatury wrzenia.
Tylko ze względu na swój silny
charakter oddziaływania te noszą nazwę wiązń.
kg
..
:
- 3 -
Względna elektroujemność pierwiastków wg. Paulinga.
H – 2,1
Li
–
1,0
Be
–
1,5
B
–
2,0
C
–
2,5
N
–
3,0
O
–
3,5
F
–
4,0
Na– 0,9
Mg- 1,2
Al – 1,5
Si – 1,8
P
-
2,1
S
-
2,5
Cl
–
3,0
K – 0,8
Ca –1,0
Ga –1,6
Ge –1,8
As – 2,0
Se – 2,4
Br – 2,8
Rb– 0,8
Sr - 1,0
In – 1,7
Sn – 1,8
Sb – 1,9
Te - 2,1
J - 2,5
Cs - 0,7
Ba – 0,9
Tl – 1,8
Pb – 1,9
Bi - 1,9
Po - 2,0
At – 2,2
Zauważmy, że wystarczy zapamiętać elektroujemność fluoru – 4. W przybliżeniu w II okresie spełniona jest zależność, że każdy
poprzedni pierwiastek ma mniejszą elektroujemność od swego poprzednika o 0,5. Natomiast w grupie dla podstawowych
pierwiastków elektroujemność zmienia się o jednostkę.
Elektroujemność niektórych grup:
-CH
3
2,30
-CJ
3
2,50
-CH
2
Cl
2,47
-CBr
3
2,57
-CHCl
2
2,63
-CF
3
3,29
-CCl
3
2,79
Elektroujemność węgla w zależności od hybrydyzacji:
C
sp
3
< C
sp
2
< C
sp
Efekt indukcyjny różnych grup odniesiony do wodoru:
+I
-I
-O
-
-NR
3
+
-COOH
-OR
-COO
-
-SR
2
+
-F
-COR
-CR
3
-NH
3
+
-Cl
-SH
-CHR
2
-NO
2
-Br
-SR
-CH
2
R
-SO
2
R
-I
-OH
-CH
3
-CN
-OAr
-C≡CR
-SO
2
Ar
-COOR
Ar
Efekt mezomeryczny najczęściej spotykanych grup:
+M
-M
-O
-
-NH-COR
-NO
2
-CO-H
-S
-
-O-COR
-CN
-CO-R
-NR
2
-SR
-SO
3
H
-NO
-NHR
-SH
-SO
2
-OR
-Ar
-NH
2
-F > -Cl > -Br > -I
-COOH
-OR
-CH
3
(hiperkonjugacja)
-COOR
-OH
-CONH
2
kg
- 4 -
Reguły stosowane przy rysowaniu struktur granicznych:
•
Struktury graniczne mogą różnić się tylko rozmieszczeniem elektronów, lecz nie położeniem jąder atomowych.
Jeżeli położenia jąder nie są takie same, to mamy do czynienia z izomerią albo tautomeria, a nie mezomerią.
•
W mezomerii uczestniczą tylko takie struktury, które mają taką samą ilość par elektronów.
Jeżeli rozpatruje się
mezomerię rodników, to ilość niesparowanych elektronów musi być taka sama we wszystkich strukturach granicznych.
•
Struktury graniczne powinny mieć taką samą, albo porównywalną energię.
Te struktury, których wzory pozwalają
przypuszczać, że odpowiadają im o wiele większe zawartości energii niż dla pozostałych struktur, nie biorą udziału w
mezomerii lub ich udział w rzeczywistej budowie cząsteczki jest znikomy.
•
Mezomeria występuje tylko w tych cząsteczkach, lub w częściach cząsteczek, które mają budowę płaską.
W
mezomerii biorą udział tylko elektrony należące do tych atomów, które leżą w jednej płaszczyźnie. Znaczne wychylenie
atomów z płaszczyzny utrudnia nakładanie się orbitali
p
.
Gdy dwa atomy różniące się elektroujemnością połączone są wiązaniem π, atom o większej elektroujemności może ściągnąć do
siebie ruchliwe elektrony π:
+
-
Zapis ten bardzo często nie jest uznawany
za strukturę mezomeryczną, a za
heterogeniczne rozerwanie wiązania π:
+
-
O
O
O
O
Wolna para elektronowa atomu związanego wiązaniem σ z innym atomem o hybrydyzacji sp lub sp
2
jest zdelokalizowana:
-
C
l
C
l
+
O
O
+
-
RN
O
+
RN
O
Wiązania π rozdzielone jednym wiązaniem σ są ze sobą sprzężone i ulegają delokalizacji:
-
O
O
-
N
-
+
N
-
+
O
+
O
+
-
O
O
kg
- 5 -
W chemii organicznej zdecydowana większość reakcji przebiega z udziałem atomu węgla (na atomie węgla). Pojęcie kwasów i zasad
wg Bröensteda, Lewisa czy Pearsona nie było zbyt dogodne, ponieważ w żaden sposób moc zasad (kwasów) nie przekładała się na
szybkość reakcji. Wprowadzono więc podział substancji reagujących na nukleofile i elektrofile.
Nukleofilem
- nazywa się jony ujemne, cząsteczki obojętne, które dysponują wolnymi parami elektronów i podczas reakcji ze
związkami organicznymi atakują te atomy węgla, przy których występuje zmniejszona gęstość elektronów. Odczynniki
nukleofilowe są zasadami zarówno według definicji Bröensteda, jak i Lewisa.
Elektrofilem
- nazywa się jony dodatnie i obojętne cząsteczki, które są zdolne do przyłączenia pary elektronów i podczas
reakcji ze związkami organicznymi atakują te atomy węgla, przy których występuje zwiększona gęstość elektronów. Odczynniki
elektrofilowe są kwasami Lewisa.
Miarą nukleofilowości odczynnika są stałe szybkości ich reakcji z cząsteczką substratu. O nukleofilowości odczynnika
decydują dwa czynniki:
zasadowość
i
polaryzowalność.
•
Nukleofilowość wzrasta wraz z zasadowością np.: R-O
-
>OH
-
>C
6
H
5
-O
-
>CH
3
COO
-
>H
2
O
Reguła ta spełniona jest również w wielu jonach, w których ładunek ujemny znajduje się na atomie
pierwiastka tego samego okresu: R
3
C
-
>R
2
N
-
>RO
-
>F
-
•
W śród chlorowców charakter nukleofilowy wzrasta od jonu fluorkowego do jonu jodkowego, a więc odwrotnie do
zasadowości. Nukleofilowość zależy tu bardziej od polaryzowalności: I
-
>Br
-
>Cl
-
>F
-
Symbole stosowane w chemii organicznej:
Symbole stosowane w schematach równań reakcji
Strzałka reakcyjna
Stan równowagi dynamicznej
Stan równowagi dynamicznej, silnie przesunięty w prawą stronę
Strzałka wskazująca struktury mezomeryczne (graniczne, rezonansowe)
Strzałka wskazująca przesunięcie (ruch) pary elektronowej (w
schematach kołowych zastępuje strzałkę reakcyjną)
Strzałka wskazująca przesunięcie (ruch)
jednego
elektronu
Symbole stosowane we wzorach strukturalnych
Wiązanie leżące w płaszczyźnie
Wiązanie leżące za płaszczyzną
Wiązanie leżące przed płaszczyzną
Wiązanie o niezdefiniowanym położeniu
kg
[ Pobierz całość w formacie PDF ]

zanotowane.pl

doc.pisz.pl

pdf.pisz.pl

mement.xlx.pl