ORVOSI KÉMIA. Az anyag szerkezete

Átírás

1 ORVOSI KÉMIA Az anyag szerkezete Nagy Veronika PTE ÁOK 2017/18. Egyes ábrákat a Chemistry c. (McMurry & Fay, 4 th ed.) könyvből vettünk át.

2 Tanulási célok Az anyagot felépítő elemi részecskék (atomok, ionok, molekulák) jellemzése Az elsődleges kémiai (ionos, kovalens, fémes) kötések leírása A kovalens kötés leírása a VB és az MO-elmélet alapján, a molekulák spektroszkópiai tulajdonságainak értelmezése A szabad gyök fogalma

3 Az atom

4 Az atom Az atom semleges, mert benne az elektronok és protonok száma megegyezik. elektron (negatív töltésű) atommag: proton (pozitív töltésű) neutron (semleges) egy atom Rendszám (Z): a protonok száma az atomban ( Z X) Tömegszám (A): a protonok és a neutronok számának összege ( A X)

5 A periódusos rendszer felépülése, az atom elektronszerkezete Az elektron leírása: mint állóhullám (kvantummechanika). Atompályák: az elektron hullámfüggvénye az atomban. Az a térrész, ahol az elektron legalább 90%-os valószínűséggel megtalálható. Erwin Schrödinger ( )

6 Az elektronszerkezet felépülése Az atompályák a méretük alapján héjakat, az atommag körül elhelyezkedő rétegeket alkotnak. Minél közelebb van a maghoz, annál alacsonyabb a pálya energiája. (főkvantumszám) Héj: a magtól azonos távolságban lévő atompályák alkotják. atommag 1. héj 1. héj 2. héj 3. héj csomófelület csomófelület 2. héj 1. héj csomófelület: a héjakat elválasztó térrész, ahol nem tartózkodik elektron

7 Az elektronszerkezet felépülése Az atompályáknak különféle alakja lehet (mellékkvantumszám). Minél szimmetrikusabb az alakja, annál alacsonyabb a pálya energiája. Csomósík: ahol nem tartózkodhat elektron. Alhéj: egy héjon belül az azonos alakú pályák alkotják. s p d f Az atompályák alakja a magtól való távolságtól is függ. Minél távolabb van a magtól, annál alacsonyabb szimmetriájú is lehet a pálya.

8 Az atompályák alakja s atompályák - gömbszimmetrikus (mellékkvantumszám = 0) - egyféle térbeli orientáció lehetséges - egy héjon belül egy s orbitál van - csomópont: az atommagban (az elektron tartózkodási valószínűsége 0)

9 p atompályák - súlyzó alakú (tengelyszimmetrikus) (mellékkvantumszám = 1) - háromféle térbeli elrendeződés: p x, p y és p z pályák - héjanként három p pálya van, melyek azonos energiájúak (degeneráltak) - egy csomósík (az elektron tartózkodási valószínűsége 0) pályánként

10 p orbitálok térbeli irányultsága yz csomósík xz csomósík xy csomósík a pálya az x tengely mentén található a pálya az y tengely mentén található a pálya a z tengely mentén található

11 d atompályák - (mellékkvantumszám = 2) - 5 különböző térbeli orientáció, - így héjanként öt d pálya van, melyek azonos energiájúak - két csomósík pályánként

12 f atompályák - (mellékkvantumszám = 3) - 7 különböző térbeli orientáció, - így héjanként 7 f pálya van, melyek azonos energiájúak - három csomósík pályánként

13 távolság a magtól Első héj: 1 Második héj: 2 Az első három héjban található atompályák alak s s p pályák száma alhéj jelölése 1s 2s 2p az alhéj cellás jelölése p x p y p z s 3s Harmadik héj: 3 p x 3 3p d x 4 3d 13

14 E Az atompályák energiája 4f (4 3 = 7) 4d (4 2 = 6) 4p (4 1 = 5) 3d (3 2 = 5) 4s (4 0 = 4) 3p (3 1 = 4) 3s (3 0 = 3) 2p (2 1 =3) 2s (2 0 = 2) 1 1s (1 0 = 1) (A fő- és mellékkvantumszámok összege) A méret és az alak együttesen határozza meg az atompálya energiáját, azonos összegek esetén a kisebb méretű pályához tartozik az alacsonyabb energiaszint.

15 Az atom elektronkonfigurációja Az atompályák felépülése az energiaminimum elve alapján: a héjak és az alhéjak fokozatosan töltődnek fel, az elektron mindig a legalacsonyabb energiájú szabad helyet foglalja el. E f 4d 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1 1s

16 Spinkvantumszám (m s ): - az elektron forgástengelyének az irányát jelenti - két értéke lehetséges: ½ vagy -½ - a spin jelölése: és

17 Pauli elv: egy atompályán legfeljebb két, ellentétes spinű elektron tartózkodhat (egy atomban nem lehet két olyan elektron, melyek mindegyik kvantumszáma azonos). Hund szabály: egy alhéjon belül az elektronok először különböző pályákat töltenek be azonos spinnel (maximális multiplicitás). Celladiagram: megmutatja, hogy egy (al)héj hogyan töltődik fel elektronokkal. Pl Na s p d Z = rendszám = protonszám = elektronok száma = 11 A nátrium elektronkonfigurációja celladiagramon ábrázolva: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 A felső index az alhéjon található elektronok számát jelenti.

18 23 11Na A nátrium elektronkonfigurációja Z = protonszám = elektronok száma = 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 E 3 3d 3p 3s 2p 2 p x p y p z 2s 1 1s

19 Az atompálya az elektron maga: ha nincs elektron egy atompályán, az a pálya nem létezik (csak elméletben). E az elméletileg lehetséges atompályák energiasorrendje 4f 4d az alapállapotú H atom atompályája egy N atom atompályái (alapállapotban) egy O atom atompályái (alapállapotban) 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2p 3 2p 4 2s 2s 2 2s 2 1s 1s 1 1s 2 1s 2 1s 1 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4

20 Vegyértékelektronok: a külső héj elektronjai Pl. 12Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 zárt héjak vegyértékelektronok 17Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 zárt héjak vegyértékelektronok Atomtörzs: az atommag és a zárt héjak alkotják

21 Az atomok növekvő rendszám szerint 1H 1s 1 2He 1s 2 vegyértékelektronok 3Li 1s 2 2s 1 4Be 1s 2 2s 2 5B 1s 2 2s 2 2p 1 6C 1s 2 2s 2 2p 2 7N 1s 2 2s 2 2p 3 8O 1s 2 2s 2 2p 4 9F 1s 2 2s 2 2p 5 10Ne 1s 2 2s 2 2p 6 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 14Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 18Ar 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 zárt héjak zárt héjak vegyértékelektronok vegyértékelektronok

22 3. héj 2. héj 1. héj Az elemek növekvő rendszám szerint (csak a vegyértékelektronokat tüntettük fel) 1H 1s 1 2He 1s 2 3Li 2s 1 4Be 2s 2 5B 2s 2 2p 1 6C 2s 2 2p 2 7N 2s 2 2p 3 8O 2s 2 2p 4 9F 2s 2 2p 5 10Ne 2s 2 2p 6 11Na 3s 1 12Mg 3s 2 13Al 3s 2 3p 1 14Si 3s 2 3p 2 15P 3s 2 3p 3 16S 3s 2 3p 4 17Cl 3s 2 3p 5 18Ar 3s 2 3p 6 ns 1 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6 Ugyanolyan vegyértékelektron-konfiguráció hasonló kémiai tulajdonságok

23 Az elemek periódusos rendszere ns 1 ns 2 Az azonos csoportban lévő atomok ugyanolyan vegyértékelektronkonfigurációval rendelkeznek, ezért hasonló kémiai tulajdonságokat ns 2 np 1-6 mutatnak. ns 2 (n-2) f 1-14 oszlopok: csoportok ns 2 (n-1) d 1-10 sorok: periódusok s-mező f-mező d-mező p-mező

24 1. Főcsoportok Fémek Félfémek Nemfémek Nemesgázok Főcsoportok Átmenetifémek Lantanoidák Üres betű: gáz Aktinoidák Mellékcsoportok ns 2 (n-1) d ns 1 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 ns 2 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 Ritkaföldfémek ns 2 (n-2) f 1-14

25 Interaktív periódusos rendszer:

26 Vegyértékelektron-konfigurációk a főcsoportokban I.A II.A III.A IV.A V.A VI.A VII.A VIII.A Alkálifémek: ns 1 Alkáliföldfémek: ns 2 Földfémek: ns 2 np 1 Szén-csoport: ns 2 np 2 Nitrogén-csoport: ns 2 np 3 Oxigén-csoport: ns 2 np 4 Halogének: ns 2 np 5 Nemesgázok: ns 2 np 6

27 Az atomok kémiai átalakulása: ionok és molekulák képződése Hajtóerő: a nemesgáz elektronkonfiguráció elérése

28 Ha a semleges atomból egy vagy több elektront eltávolítunk egy új, pozitív töltésű részecske keletkezik, a kation. Ionok: töltéssel rendelkező részecskék Pl. Na - e - Na nátrium ion nátriumatom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 a neon elektronkonfigurációja: NEMESGÁZ Ha a semleges atomhoz egy vagy több elektront adunk, a keletkező részecske a negatív töltésű anion. Pl. Cl e - Cl - klorid ion klóratom 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 az argon elektronkonfigurációja: NEMESGÁZ

29 Első ionizációs energia (E i ): 1 mól gázhalmazállapotú atomban a legkönnyebben eltávolítható elektron eltávolításához szükséges energia (kj/mol). Periodikusan változó tulajdonság: a periódusok elején található elemeké a legkisebb, a periódusban jobbra haladva növekszik: Első ionizációs energiák

30 Elektronaffinitás (E a ): Az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy 1 mól gázhalmazállapotú atomból egy negatív töltésű iont képezzünk. (kj/mol) Periodikusan változó tulajdonság: a periódusok elején található elemeké a legkisebb, a periódusban jobbra haladva abszolút értékben nő (valójában egyre negatívabbá válik):

31 Ionok: töltéssel rendelkező részecskék Ionos kötés kialakítása: elektronok átadása, ionpár képződése: semleges atom fém Na. 3s 1 nemfém.. :.. Cl. 3s 2 3p 5 semleges atom elektron leadása kation Na 3s 0 2s 2 2p 6 [Ne] e.. : Cl :.. 3s 2 3p 6 [Ar] elektron felvétele - anion Szilárd állapotban: ionrács Ionos kötés: elektrosztatikus vonzóerő az ellentétes töltésű ionok között Képlet: a legkisebb elektromosan semleges egység (NaCl, K 2 S)

32 Ionvegyületek tulajdonságai Szilárd állapotban: ionrács A rácspontokon: ionok Az ionokat összetartó erő: ionos kötés (elektrosztatikus vonzóerő). Az ionrácsos anyag jellemzői: Magas olvadáspontú Elektromos szigetelő (Olvadékban, oldatban: jó elektromos vezető) Kemény Vízoldható Pl: NaCl (konyhasó), MgSO 4 (keserűsó), NaHCO 3 (nátrium-bikarbonát), FeBr 2

33 Kovalens kötés: elektronok közösbe adásával molekula képződik H. : Cl. 1s H : Cl.. : 3s 2 3p 5 1s 2 3s 2 3p 6 közös elektronpár He H Cl HCl Ar vagy H Cl semleges atomok semleges molekula Molekula: Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecske. HCl H 2 O

34 Honnan tudjuk, hogy egy kötés ionos vagy kovalens? Elektronegativitás (EN): A kovalensen kötött atom elektronvonzó képessége. Atom Elektronegativitás Na 0,9 Cl 3,0 H 2,1 S 2,5 DEN > ~ 2 ionos kötés DEN < ~ 2 kovalens kötés

35 Kovalens molekulákban: apoláris vagy poláris kovalens kötés Apoláris kovalens kötés DEN < 0,6 apoláris parciális pozitív parciális negatív Poláris kovalens kötés DEN > 0,6 polar A klóratom jobban vonzza a kötő elektronpárt, mint a hidrogénatom

36 Kötéspolaritás DEN > 2 DEN < 2 DEN < 0,6 ionos kötés (töltések) poláris kovalens kötés (részleges töltések) apoláris kovalens kötés (szimmetrikus elektroneloszlás) ionok molekulák

37 Molekulák Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecskék A kovalens kötés jellemzése: Kötéshossz: a kötésben részt vevő atomok magjai közötti távolság. Kötéserősség vagy kötési energia: a kötés felszakításához és az atomok eltávolításához szükséges energia (kj/mol). Kötésrend: az atomok között megosztott elektronpárok száma. Kötéshossz: Kötési energia:

38 A kovalens kötés értelmezése az atompályák segítségével Vegyértékkötés elmélet AB A B Molekulapálya módszer AB

39 Vegyértékkötés (Valence bond, VB) elmélet A kovalens kötés az atompályák átfedésével jön létre. Szigma kötés (s) alakul ki, ha a pályák az atommagok alkotta tengely mentén fednek át (s-s, s-p, p-p). H 2 molekula HCl molekula F 2 molekula

40 Pí kötés (p) esetében a pályák a szigma kötés síkja felett és alatt fednek át. p kötés σ kötés

41 átlapolás alul és fölül p-kötés átlapolás tengelyirányban s-kötés s-kötés Kettőskötés körül nincs lehetőség rotációra! felülnézet oldalnézet

42 Molekulapálya (Molecular orbital, MO) módszer 1-1 atompálya lineáris kombinációja során kettő molekulapálya jön létre (egy kötő és egy lazító). A molekulapályák az összes résztvevő atomhoz tartoznak. csomósík Antiszimmetrikus kombináció lazító molekulapálya Szimmetrikus kombináció kötő molekulapálya

43 A két atompályáinak (hullámfüggfényeinek) lineáris kombinációi: = kötő kombináció = lazító kombináció

44 A H 2 molekula képződése: A potenciális/helyzeti energia változása, amikor két 1 s atompálya megközelíti egymást: Kovalens kötés kialakulásakor energia szabadul fel. Az energiaminimumhoz tartozó atommagok közötti távolság lesz a H-H kovalens kötés hossza/kötéstávolsága. Az energiafelszabadás a kiindulási atompályáknál alacsonyabb energiájú pálya kialakulásával magyarázható.

45 Az atompályák lineáris kombinációi olyan (elméleti) matematikai műveletek, amely során a kiindulási atompályák (AO) száma megegyezik a keletkezett (kombinálódott) molekulapályák (MO) számával. A MO-k az egész molekulához tartoznak (A MO olyan a molekulában, mint az AO az atomban). Két H atom AO-inak lineáris kombinációja: 2 AO kombinálódik és 2 MO keletkezik. = csomósík lazító molekulapálya Itt nincs elektron, ez csak egy elméleti pálya felszabaduló energia a kötés kialakulása előtt kötő molekulapálya (a kötés kialakulása után) a kötés kialakulása előtt A kovalens kötés kialakulása előtt mindkét elektron egy-egy atompályán tartózkodik. A kötés kialakulása során mindkét elektron a kötő molekulapályára kerül. A lazító MO üres lesz.

46 Feltöltési szabályok: 1. Az atompályák kombinációja során a kötő molekulapálya energiája alacsonyabb, a lazító pályáé magasabb, mint az eredeti atompályáké. 2. Az elektronok lehetőleg a kisebb energiájú orbitálra kerülnek. 3. Egy molekulaorbitálon maximálisan két elektron tartózkodhat, ellentétes spinnel. 4. Az azonos energiájú orbitálokat az elektronok párosítatlan spinnel töltik be. H 2 molekula képződése σ* lazító molekulapálya 1s atompálya az egyik atomban 1s atompálya a másik atomban σ kötő molekulapálya energianyereség

47 Kötésrend = kötő elektronok száma lazító elektronok száma 2 H 2 ion He 2 molekula A H 2- ion létezik, a kötésrend 0,5. A He 2 molekula nem létezik!

48 p atompályák lineáris kombinációi: σ kötés: hengerszimmetrikus (a töltéssűrűség maximuma az atomokat összekötő tengelyre esik) csomósíkok atommag σ* lazító molekulapálya atommag mag mag σ kötő molekulapálya

49 p atompályák lineáris kombinációi: π kötés: xy csomósík (a töltéssűrűség maximuma az atomokat összekötő tengely felett és alatt található) csomósík csomósík π* lazító molekulapálya csomósík π kötő molekulapálya

50 p atompályák lehetséges lineáris kombinációi: σ* lazító MO π* lazító MO π kötő MO σ kötő MO σ* lazító MO π* lazító MO σ kötő MO π kötő MO

51 Az O 2 molekulapályáinak kialakulása: Mindkét eredeti O atomnak három p pályája van, tehát 6 AO kombinálódik (zöld). Az eredmény 6 MO: 3 kötő (egy σ és két π), és 3 lazító MO. Hat elektron a 8-ból a kötő MO-t és 2 a lazító MO-t foglalja el. Így a kötésrend 2, egy szigma és egy pí kötés, így megvan a kettőskötés. Itt folytatódik. 2s AO-k kombinációjával kapjuk a σ kötő és a σ* lazító MO-t. Minthogy mindkét eredeti 2s AO 2 elektront tartalmaz, mindkét kötő és lazító MO teljesen telített lesz. Így a kötésrend 0, tehát nem alakul ki kötés a belső 2s pályák között az O 2 molekulában. Ezt olvassa el először. Ez az elmélet azt is megmagyarázza, miért paramágneses az O 2 molekula: két azonos spinű elektron van a lazító π* pályákon (párosítatlan elektronok). (triplett oxigén) egy O atom a kötés kialakulás előtt a kötés kialakulása után (O 2 molekula) egy O atom a kötés kialakulás előtt

52 Miért színesek az anyagok? Elnyelik a látható fehér fény egy meghatározott komponensét (hullámhosszát) és mi az elnyelt szín komplementerét látjuk. A fényelnyelés azt jelenti, hogy az elektronok gerjesztődnek és magasabb energiájú pályára kerülnek. LUMO (lowest unoccupied molecular orbital = legalacsonyabb energiájú betöltetlen MO) besugárzás meghatározott hullámhosszúságú fénnyel (~400 nm) HOMO (highest occupied molecular orbital = legmagasabb energiájú betöltött MO) fluor atom AO-i fluor molekula MO-i fluor atom AO-i 52 A fluormolekula ibolya színű fényt nyel el, így mi sárgának látjuk, ez az ibolya kiegészítő színe. A fény elnyelése a legnagyobb energiájú elektronokat a következő energiaszintre gerjeszti.

53 A fémes kötés A rácspontokon fématomtörzsek, melyek körül a vegyértékelektronok delokalizálódnak, közös elektronfelhőt hozva létre. delokalizált vegyértékeletronok fématomtörzsek

54 A fémek tulajdonságai Szilárd állapotban: fémrács A rácspontokon: fématomtörzsek Az ionokat összetartó erő: fémes kötés (delokalizált elektronfelhő). A fémrácsos anyag jellemzői: Jó hő- és elektromos vezető Jól megmunkálható (rácssík eltolása nem változtatja meg a fématom környezetét, ezért a fémek jól nyújthatók és alakíthatók) Változó OP, FP vízben és szerves oldószerekben nem oldódik (vízzel kémiai reakció lehetséges!)

55 Az anyagot alkotó elemi részecskék ion atom molekula töltéssel rendelkezik egy vagy több atomból áll Mg2 CO 3 2 Na Fe 2 SO 4 2 HPO 4 2 Cl H OH O 2 (szuperoxid) He Na : semleges.. I... Ne H Ar.. : Cl... Zn.. : O.. semleges több atomból áll H 2 O O 2 C 6 H 12 O 6 NO HOO (hidroperoxil) CH 3 H 2 SO 4 Cl 2 H 2 O 2 S 8 CO 2 gyök párosítatlan elektron(oka)t tartalmaz, (semleges vagy töltéssel rendelkezik, egy vagy több atomból áll) A gyökök általában nagyon reaktívak: könnyen részt vesznek redoxi-reakciókban, egy másik vegyülettel találkozva gyakran egy periférikus atomot (pl. H) szakítanak le a kötő elektronnal együtt, így a reakciópartneren egy párosítatlan elektron marad vissza, azaz újabb gyök keletkezik (láncreakciók).

56 Gyökök biológiai rendszerekben: A szabad gyökök magas koncentrációban sejtkárosodást, membránkárosodást okozhatnak, melyek pl. szív- és érrendszeri betegségekhez vagy rákos megbetegedésekhez vezethetnek. DNS lipidek fehérjék sejtmembrán Egyes szabad gyökök az egyészséges szervezetben, fiziológiás körülmények között is megtalálhatók (pl. O 2, NO, peroxil-gyök, szuperoxid gyökanion stb.), és fontos szerepeket töltenek be (pl. sejtlégzés, jelátvitel).

57 Összefoglalás Az elektronszerkezet felépülése: héjak, alhéjak Ugyanolyan vegyértékelektron-konfiguráció hasonló kémiai tulajdonságok E p x p y p z 3d 3p 3s 2p 2s 1s vegyérték elektronok zárt héjak héjak alhéjak Ion: töltéssel rendelkező részecske Ionos kötés: elektrosztatikus vonzóerő az ellentétes töltésű ionok között Molekula: Kovalens kötéssel összekapcsolt atomokból álló semleges részecske. Kovalens kötés: közös elektronpárral kialakított kapcsolat. Értelmezése: Fémes kötés: közös elektronfelhő az atomtörzsek között Vegyértékkötés elmélet: az atompályák átlapolása AB Gyök: párosítatlan elektron(oka)t tartalmazó részecske Molekulapálya elmélet: az atompályák kombinálása, kötő és lazító molekulapályák kialakulása A AB B