Budowa atomu PDF

## Budowa atomu **Model atomu Thomsona (1904 r.)** * Zwany także modelem "ciasta z rodzynkami". * Każdy atom jest zbudowany z jednorodnej kuli naładowanej dodatnio, wewnątrz której znajdują się ujemnie naładowane elektrony. **Model atomu Rutherforda (1911 r.)** * Model atomu Thomsona nie w...

## Budowa atomu **Model atomu Thomsona (1904 r.)** * Zwany także modelem "ciasta z rodzynkami". * Każdy atom jest zbudowany z jednorodnej kuli naładowanej dodatnio, wewnątrz której znajdują się ujemnie naładowane elektrony. **Model atomu Rutherforda (1911 r.)** * Model atomu Thomsona nie wyjaśnia poprawnie rozpraszania promieni alfa przez materię. * Model oparty na rezultatach eksperymentu: * Ładunek dodatni zgromadzony jest w niewielkim a przez to bardzo gęstym jądrze gromadzącym większość masy atomu. * Ujemnie naładowane elektrony okrążają jądro, podobnie jak planety okrążają słońce. ## Budowa atomu - model Bohra (1913 r.) **Wady modelu atomu Rutherforda:** * Nie przewidywał dyskretnego charakteru widma promieniowania wysyłanego przez atomy oraz * Nie wyjaśniał ich stabilności. **Niels Bohr zaproponował kwantowy model budowy atomu (model planetarny atomu):** **Postulaty Bohra:** * Orbitalny moment pędu elektronu jest skwantowany. * Może on przybierać **dyskretne wartości**, tzn. z nieskończoności ilości orbit, które umożliwia mechanika klasyczna, elektron może przyjąć tylko dokładnie te, dla których jego moment pędu jest równy krotności stałej Plancka. * Wartość momentu pędu elektronu na orbicie stacjonarnej: * $mvr = \frac{nh}{2\pi}$ * m - masa elektronu * v – szybkość elektronu * r - promień orbity * h - stała Plancka $(6,63 \times10^{-34} Jxs)$ * n - liczba całkowita kwantowa * Podczas zmiany orbity, której towarzyszy zmiana energii elektronu, elektron emituje foton o energii równej różnicy między energiami elektronu na tych orbitach. **Wady modelu atomu Bohra:** * Zgodnie z elektrodynamiką klasyczną poruszający się po okręgu (lub elipsie) elektron jest przyspieszany. * Elektron powinien w sposób ciągły wypromieniowywać energię w rezultacie "spadłby" na jądro po czasie ok. $10^{-6}$ sekundy. * Nie można było zaadaptować do opisu atomów posiadających więcej niż dwa elektrony. * Nie można było za jego pomocą stworzyć zgodnej z wynikami doświadczeń teorii powstawania wiązań chemicznych. ## Budowa atomu: od Bohra do Schrödingera * **1922 r. O. Stern i W.Gerlach**: kierunekwektora magnetycznego momentu dipolowego atomów jest skwantowany. * Przepuszczano wiązkę atomów srebra przez niejednorodne pole magnetyczne i rejestrowano obraz wiązki na ekranie (np. kliszy fotograficznej). * Wiązka atomów srebra uległa rozdzieleniu na dwie grupy, w których wektor momentu magnetycznego skierowany był w górę lub w dół. **Niezgodnie z mechaniką klasyczną!!!** * Mechanika klasyczna: moment magnetyczny każdego atomu może być skierowany w dowolnym kierunku, a oddziaływanie z zewnętrznym polem magnetycznym może jedynie rozciągnąć strumień atomów w jednym kierunku. * **1924 r. L. de Broglie**: wszystkie cząstki mogą zachowywać się jak fale. * **1926 r. E. Schrödinger**: matematyczny model atomu, w którym ruch elektronów został opisany funkcjami fal stojących. * **1926 r. W. Heisenberg**: matematycznie niemożliwe jest jednoczesne określenie położenia i pędu fal stojących. * **Zasada nieoznaczoności Heisenberga** * Zwiększając precyzję pomiaru położenia, zmniejsza się jednocześnie precyzję pomiaru pędu. * Model Schrödingera umożliwił rozwiązanie problemów, które napotykały wcześniejsze modele przy wyjaśnianiu linii spektralnych atomów cięższych od wodoru. ## Liczby kwantowe Liczby kwantowe - parametry pojawiające się w funkcjach falowych są ściśle określone - ich wartość nie zmienia się sposób ciągły, lecz co jeden. Opisują **dyskretne wielkości fizyczne**: * Poziomy energetyczne: * Cząstek * Atomów * Jader atomowych * Cząsteczek gazów * Elektronów swobodnych lub w sieci krystalicznej * Pęd * Moment pędu * Spin * Izospin ## Główna liczba kwantowa $n$: * Przyjmuje wartości $n = 1, 2, 3,...$ * Charakteryzuje energię elektronu w danej powłoce (na danym poziomie energetycznym). * Maksymalna liczba elektronów $2n^2$ * Powłoka - zbiór wszystkich stanów kwantowych o określonej głównej liczbie kwantowej. * Warosći: * 1 - K - 2 elektrony * 2 - L - 8 elektronów * 3 - M - 18 elektronów ## Poboczna liczba kwantowa l: * Przyjmuje wartości od 0 do n-1, gdzie n to główna liczba kwantowa. * Precyzuje energię elektronu w atomie wieloelektronowym. * Rozróżnia stany energetyczne elektronów znajdujących się na tej samej powłoce elektronowej. * Podpowłoka elektronowa - zbiór stanów kwantowych o takich samych wartościach głównej i pobocznej liczby kwantowej. ## Poboczna liczba kwantowa * Opisuje gęstość **prawdopodobieństwa znalezienia się elektronu** w określonej odległości od jądra. * Określa kształt orbitalu: * Dla $l = 0$ orbital jest chmurą kulistą (sferyczną), której gęstość maleje, gdy wzrasta odległość od jądra - kształt orbitalu oznacza się literą s. * Dla $l = 1$ orbital jest obrotową ósemką, a w jej płaszczyźnie węzłowej znajduje się jądro atomu - kształt orbitalu oznacza się literą p. ## Magnetyczna liczba kwantowa $m$: * Przyjmuje wartości od -l do +l (łącznie z zerem), gdzie l to poboczna liczba kwantowa. * Charakteryzuje (niewielkie) różnice energii między elektronami jednej podpowłoki, które ujawniają się tylko w zewnętrznym polu magnetycznym. * Poziom orbitalny - zbiór stanów kwantowych o takich samych wartościach głównej, pobocznej i magnetycznej liczby kwantowej. ## Orbitale - podział * Orbital - jednoelektronowa funkcja określona zespołem trzech pierwszych liczb kwantowych $nl^x$ * $n$ = 1, 2, ... - wartość głównej liczby kwantowej * $l$ = s, p, d, f - zastępują liczbowe wartości pobocznej liczby kwantowej * $x$ - wskazuje liczbę elektronów na danej podpowłoce * **Orbitale atomowe:** opisują elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych, ale są przypisane do określonych jąder atomowych. * **Orbitale molekularne:** opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne: * Orbitale **wiążące**: w których elektrony posiadają niższą energię, niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania. * Orbitale **antywiążące**: w których elektrony posiadają wyższą energię, niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. * Orbitale **niewiążące**: w których elektrony posiadają taką samą energię, jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. ## Orbitale - kształty **Podpowłoka s:** * Istnieje tylko jeden orbital typu s dla każdej pobocznej liczby kwantowej $l=0$. * Wszystkie atomowe obszary orbitalne mają symetrię kulistą. * Poszczególne obszary orbitalne różnią się wielkością konturu. * Prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu typu s jest jednakowe w każdym punkcie. **Podpowłoka p:** * Poczynając od liczby kwantowej $n=2$ możliwe jest istnienie trzech jednakowych orbitali typu p (dla $l=1$). * Mają symetrię obrotową, kontur ma kształt ósemki obracającej się wzdłuż osi podłużnej. * Dla geometrii charakterystynczna jest jedna, przechodząca przez jądro, powierzchnia węzłowa dzieląca funkcję p na gałąź dodatnią i ujemną. * Istnieje znacznie większe prawdopodobieństwo spotkania elektronu wewnątrz tego orbitalu, niż na zewnątrz. * Prawdopodobieństwo zajęcia orbitalu $p_x$, $p_y$ lub $p_z$ jest takie samo. * Każda "ósemka" **ma tę samą charakterystykę energetyczną.** * Żadna z nich nie jest uprzywilejowana. * Prawdopodobieństwo obsadzenia każdej nich przez elektron jest takie samo. * Orbitale zdegenerowane. Orbital p jest **trójkrotnie zdegenerowany**, ze względu na równocenność energetyczną orbitali $p_x$, $p_y$ i $p_z$. ## Orbitale - liczba spinowa * Każdy orbital może pomieścić dwa elektrony różniące się liczbą spinową. * Liczba spinowa $s$ - czwarta liczba kwantowa. * Przyjmuje dwie wartości: -1/2 lub +1/2 **Zakaz Pauliego:** * Na jednym orbitalu nie mogą się znajdować dwa elektrony o jednakowej liczbie spinowej. * W atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony charakteryzowane jednakowym zestawem liczb kwantowych ## Wiązania chemiczne * **Wiązanie atomowe** (kowalencyjne) - powstaje w wyniku uwspólnienia dwóch elektronów o spinie przeciwnym, po jednym od każdego atomu. * **Wiązanie jonowe** - powstaje w wyniku przyciągania elektrostatycznego odmiennych ładunków. * **Siły Van der Waalsa** - mają one głównie charakter elektrostatyczny. * **Wiązanie wodorowe** * **Wiązanie koordynacyjne** ## Wiązanie jonowe * Pierwiastki różnią się znacznie elektroujemnością. * Całkowite przeniesienie elektronów z atomów pierwiastka elektrododatniego na atomy pierwiastka elektroujemnego. * O oba pierwiastki uzyskują trwałą konfigurację oktetową. * Atomy jednego pierwiastka tracą elektrony stając się jonami dodatnimi. * Atomy drugiego pierwiastka przyjmując te elektrony stają się jonami ujemnymi. * [₁₁²³Na] = 1s²2s²2p⁶3s¹ * [₁₇³⁵Cl] = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ + 1e * [₁₁²³Na⁺] = 1s²2s²2p⁶3s⁰ + 1e = [₁₀²⁰Ne] + 1e * [₁₇³⁵Cl^-] = 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ = [₁₈⁴⁰Ar] * Występują w solach kwasów beztlenowych i tlenowych, w zasadach, w tlenkach metali aktywnych. * Najbardziej typowe wiązania jonowe powstają między atomami metali i atomami niemetali. * Związki o budowie jonowej posiadają szereg właściwości chemicznych: * Substancje stałe, krystaliczne, twarde. * Są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach silnie polarnych. * Posiadają zdolność przewodzenia prądu w roztworach wodnych oraz w stanie stopionym. * Mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia. * Charakteryzuje je znaczna trwałość i mała lotność. ## Wiązanie kowalencyjne (atomowe, homeopolarne) * Nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronu z jednego atomu na drugi. * Powstaje między atomami pierwiastków **o tej samej** lub zbliżonej elektroujemności. * Interpretacja wiązań, obejmująca opis elektronów w cząsteczkach, może być rozpatrywana zgodnie z: * **Elektronową teorią wiązania chemicznego:** do powstania wiązania konieczne jest utworzenie wspólnych par elektronów pomiędzy atomami. * **Teorią orbitali molekularnych:** tworzeniu wiązania towarzyszy zwiększenie gęstości elektronowej między jądrami atomów. * **Teorią pola krystalicznego i teorią pola ligandów:** opisują wiązania w kompleksach jako oddziaływania o charakterze elektrostatyczny lub wiązania o charakterze koordynacyjnym. ## Wiązanie kowalencyjne - polaryzacja * Wiązania kowalencyjne: * Między tymi samymi atomami są niepolarne. * Gdy między łączącymi się atomami występuje pewna różnica elektroujemności, powstaje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. * Wspólna para elektronów jest silniej przyciągana przez jedno z jąder niż przez drugie. * Asymetryczne oddziaływanie ekranowanych jąder powoduje niesymetryczny rozkład ładunku pochodzącego od wspólnych elektronów. * Ładunek ujemny zagęszcza się przy bardziej elektroujemnym atomie, a na drugim końcu cząsteczki następuje rozrzedzenie chmury elektronowej. * Ładunki powstające na atomach cząsteczki heterojądrowej noszą nazwę ładunków cząstkowych. * **Polaryzacja** - zjawisko polegające na niesymetrycznym rozkładzie ładunku. * W cząsteczce, w której ładunek elektryczny jest niejednakowo rozdzielony pomiędzy atomy: * Jeden biegun wykazuje cząstkowy ładunek dodatni. * Drugi biegun cząstkowy ładunek ujemny. * Cząsteczka o dwóch biegunach określana jest też jako cząsteczka polarna lub dipolowa. ## Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane * Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane jest formą przejściową między typowym wiązaniem kowalencyjnym (niebiegunowym), a wiązaniem jonowym (biegunowym). * Każde jonowe wiązanie ma w pewnym stopniu charakter wiązania kowalencyjnego. * Chmura elektronowa nie jest sztywna. * Pod wpływem środowiska (np. pola elektrycznego innego jonu) może ulegać przesunięciu, prowadzącemu do zmniejszenia rozsunięcia ładunku. * Taka zmiana sprawia, że wiązanie jonowe nabiera częściowo charakteru wiązania kowalencyjnego. ## Oddziaływania międzycząsteczkowe - siły van der Waalsa * Siły Van der Waalsa - siły oddziaływania między atomami należącymi do sąsiadujących cząsteczek. * Głównie natury elektrostatycznej. * Spowodowane są indukowane wzajemnie zmiany rozmieszczenia ładunków: * Powstające w powłokach elektronowych zbliżających się do siebie atomów, pochodzących z różnych cząsteczek. * Słabe oddziaływania zależą od: * Polarności, czyli od wielkości i rozkładu ładunku elektrycznego w cząsteczce. * Trwałość powstałych połączeń zależy od ilości atomów, między którymi występują te słabe wiązania. * Działanie sił van der Waalsa ujawnia się wtedy, gdy słabną termiczne drgania atomów i cząsteczek. ## Wiązanie wodorowe - stabilizują oddziaływania międzycząsteczkowe * Atom wodoru staje się wspólny dla dwóch innych atomów. * **Donor wodoru:** atom, z którym wodór jest ściśle związany. * **Akceptor wodoru:** drugi atom biorący udział w tworzeniu wiązania. * W wiązaniach wodorowych, w organizmach żywych: * **Donorem** wodoru jest atom tlenu lub atom azotu kowalencyjnie związany z atomem wodoru. * **Akceptorem** wodoru jest tlen lub azot. ## Związki kompleksowe * **Sfera zewnętrzna:** * **Sfera wewnętrzna:** * **Jon centralny:** * **Ligandy** * **Wiązanie koordynacyjne** ## Związki kompleksowe - jon centralny: * Najczęściej kationy metali takich jak żelazo, kobalt, nikiel, mangan oraz platynowce, miedziowce i cynkowce. * Niemetale - [SO₄]^2-, [PO₄]^3-, [BH₄]^-, [SiF₆]^2- ## Ligandy: * Koordynowane z atomem centralnym podstawniki: atomy, grupy atomów lub jony ujemne. * Otaczają one atomy centralne i dostarczają przynajmniej jedną wolną parę elektronów. * Ligandy są połączone z jonem centralnym za pomocą **wiązania koordynacyjnego**. * W ligandach dawcami elektronów najczęściej są atomy azotu, tlenu, siarki i węgla. ## Jon kompleksowy: * Jon kompleksowy może być: * **Kationem**: [Cu(NH₃)₄]²⁺ * **Anionem**: [Fe(CN)₆]^4- * **Cząsteczką obojętną**: Ni(CO)₄ * Jeżeli część związku kompleksowego złożonego z jonu centralnego i ligandu jest obdarzona ładunkiem, to sferę zewnętrzną tworzą proste jony o przeciwnym znaku. ## Związki kompleksowe - nomenklatura * Pisząc pełną nazwę kompleksu, wymieniamy: 1. Nazwy ligandów 2. Nazwę atomu centralnego * W wzorach zachowuje się porządek odwrotny: 1. Nazwę atomu centralnego 2. Nazwy ligandów * Stopień utlenienia atomu centralnego zaznacza się cyfrą rzymską, w nawiasie, na końcu nazwy, np. siarczan tetraaminamiedzi(II). * Liczbę ligandów określamy za pomocą przedrostków greckich np. chlorekkeksaakwachromu(III). * [Cr(H₂O)₆]Cl₃ * Przedrostek mono- najczęściej jest opuszczany. * W przypadku ligandów o bardziej skomplikowanej budowie nazwę liganda ujmuje się w nawias, przed którym stawia się określenie bis, tris, tetrakis (dwa, trzy, cztery) itd. * W nazwach kompleksów wielordzeniowych zaznacza się grupę mostkową umieszczając bezpośrednio przed nią grecką literę µ i oddzielając ją od reszty wyrażenia łącznikami: * [(NH₃)₅Cr-OH-Cr(NH₃)₅]Cl₅ * chlorek µ-hydrokso-bis-[ pentaaminachromu(III)] * Nazwy ligandów anionowych mają końcówkę -o, np. tiosiarczan - tiosiarczano. * Wyjątek stanowią nazwy: * Akwa dla cząsteczki H₂O występującej jako ligand; amina, dla cząsteczki NH₃; karbonyl dla cząsteczki CO oraz; nitrozyl dla NO. * Dla kompleksów noszących ładunek ujemny (anionowych) do nazwy atomu centralnego dodaje się końcówkę -an lub -ian. * heksacyjanożelazian (III) potasu; K₃⁺ [Fe(CN)₆]^3- * tetrachloromiedzian(II) potasu K₂⁺[CuCl₄]^2- * W kompleksach kationowych i zawierające obojętne cząstki podajemy nie zmienioną nazwę pierwiastka. * np. chlorek tetraakwadichlorochromu(III) [Cr(H₂O)₄CI₂]CI * Ligandy, zarówno w nazwie jak i we wzorze, wymienia się w porządku alfabetycznym: * siarczan(VI) pentaaminabromokobaltu(III) [Co(NH₃)₅Br]SO₄ * diaminatetratiocyjanianochromian(III) sodu Na[Cr(SCN)₄(NH₃)₂] * Przy ustalaniu kolejności nie uwzględnia się przedrostków liczbowych określających liczbę danego rodzaju ligandów. ## Związki kompleksowe - liczba koordynacyjna LK * Liczbę przyłączonych par elektronowych, która najczęściej odpowiada liczbie podstawników przypadających na jon centralny nazywamy **liczbą koordynacyjną**. ## Liczba koordynacyjna * Wartość liczby koordynacyjnej zależy od: * Stosunków przestrzennych. * Możliwości jonu centralnego do przyjęcia par elektronowych na wolne wewnętrzne podpowłoki d (p). * Liczba koordynacyjna przyjmuje najczęściej wartości 2, 4 lub 6. **Reguła Lamberta:** * Liczba koordynacyjna bardziej zależy od okresu niż grupy; często dla okresu: * Drugiego LK = 4 * Trzeciego i czwartego LK = 6 * Piątego i szóstego LK = 8. ## Liczba koordynacyjna 2 * Spotykana jest w przypadku kompleksów jednowartościowych jonów: * Cu⁺, * Ag⁺ - [Ag(NH₃)₂]⁺ * Au⁺ - [Au(CN)₂]^- * Hg₂²⁺ * Kompleksy te mają strukturę liniową. ## Liczba koordynacyjna 3 * Nie jest często spotykana. * Związki mają kształt płaski [HgJ₃]^- lub kształt piramidy trygonalnej [SnCl₃]^- ## Liczba koordynacyjna 4 * Spotykana w przypadku kompleksów metali przejściowych, zawierających dużą liczbę elektronów d. * Najczęstsza liczba koordynacyjna, (dla kompleksów kationów metali grup głównych). * Związki o tej liczbie kompleksowej mogą wykazywać strukturę: * Tetraedryczną [BF₄]^-, [AIH₄]^-[AICI₄]^-. * Płaską kwadratową [Ni(CN)₄]^2-, [Pt(H₂O)₄]²⁺. * Charakterystyczna dla kationów zawierających 8 elektronów d (Ni²⁺, Pt²⁺, Rh⁺, Pd²⁺, Ir⁺). ## Liczba koordynacyjna 5 * Kompleksy o liczbie koordynacyjnej 5 mogą mieć kształt bipiramidy trygonalnej lub piramidy tetragonalnej ## Liczba koordynacyjna 6, 7, 8 * Kompleksy o liczbie koordynacyjnej 6: * Najczęstsze kompleksy metali przejściowych. * Mają kształt regularnego ośmiościanu (kompleksy oktaedryczne). * Odchylenia od idealnego ośmiościanu wynikają: * Ze struktury elektronowej atomu centralnego (efekt Jahna-Tellera). * Z oddziaływania kompleksu z jego otoczeniem. * Liczby koordynacyjne 7, 8 i 9 * Spotykane są w przypadku, gdy atomy centralne mają duże rozmiary, np. Mo(VI) lub W(VI). * Budowa przestrzenna jest skomplikowana, np. bipiramida pentagonalna lub pryzmat trygonalny. ## Synteza związków kompleksowych * Reakcje przyłączania (addycji) - wzrasta liczba koordynacyjna metalu * Reakcje podstawiania (substytucji) - nie zmienia się liczba koordynacyjna metalu * Reakcje dysocjacji (eliminacji) - maleje liczba koordynacyjna metalu * Reakcje mogą zachodzić ze zmianą stopnia utlenienia. ## Reaktywność związków kompleksowych * Klasyfikacja kompleksów oparta na szybkości reakcji podstawienia, w których kompleksy te uczestniczą. * **Kompleksy kinetycznie labilne**: czas półtrwania ≤ 1 minuta. * Miedź (II) tworzy kompleksy kinetycznie labilne. * **Kompleksy kinetycznie inertne**: czas półtrwania > 1 minuta, trudno wymieniają ligandy. * Chrom(III) tworzy kompleksy kinetycznie inertne. ## Izomeria związków kompleksowych * Rozróżniamy **dwa rodzaje izomerii związków kompleksowych**: * Izomerię strukturalną * Stereoizomerię ## Izomeria strukturalna * **Izomeria jonowa:** * Siarczan pentaaminabromokobaltu (III) - ciemnofioletowy [Co(NH₃)₅Br]SO₄ * Bromek pentaaminasiarczanokobaltu - czerwony. [Co(NH₃)₅SO₄] Br * Różnice w reaktywności chemicznej. Pierwszy tworzy osad z roztworem chlorku baru, drugi z azotanem srebra. * [Co(NH₃)₅Br]SO₄ + BaCl₂ → [Co(NH₃)₅Br]Cl₂ + BaSO₄ * [Co(NH₃)₅SO₄]Br + AgNO₃ → [Co(NH₃)₅SO₄]NO₃ + AgBr * **Izomeria hydratacyjna**: * Jednym z ligandów (samodzielnym jonem) jest cząsteczka wody. * [Cr(H₂O)₆]CI₃ - fioletowy chlorek heksaakwachromu(III) * [Cr(H₂O)₅CI]CI₂×H₂O - niebieski chlorek pentaakwachlorochromu(III) * [Cr(H₂O)₄CI₂]CI×H₂O - zielony chlorek tetraakwadichlorochromu(III) * **Izomeria koordynacyjna**: strefa wewnętrzna i zewnętrzna związku koordynacyjnego są kompleksami. * heksacyjanochromian(III) heksaaminokobaltu(III) [Co(NH₃)₆]³⁺[Cr(CN)₆]^3- * heksacyjanokobaltan(III) heksaaminochloru(III) [Cr(NH₃)₆]³⁺[Co(CN)₆]^3- * **Izomeria wiązaniowa**: ligand może łączyć się z atomem centralnym za pośrednictwem dwóch różnych atomów. * Ligand NO₂ może łączyć się z atomem centralnym za pośrednictwem: * **Atomu azotu** * jon pentaamina(nitrito-N)kobaltu(III) [Co(NH₃)₅NO₂]²⁺ * **Atomu tlenu** * jon pentaamina(nitrito-O)kobaltu(III) [Co(NH₃)₅OΝΟ]²⁺ ## Stereoizomeria * Ligandy rozmieszczone są wokół atomu centralnego w różny sposób. Liczba koordynacyjna ≥ 4. * **Izomeria optyczna:** * Izomery skręcają płaszczyznę światła spolaryzowanego: * O ten sam kąt. * O przeciwnym znaku. * Izomery nie mają: * Płaszczyzny symetrii. * Środka symetrii. * **Izomeria geometryczna (cis-trans):** * Izomery mają: * Płaszczyzny symetrii (przynajmniej jedną). * Środek symetrii. * Nie wykazują czynności optycznej. ## Równowagi w roztworach * Tworzenie się kompleksów w roztworze jest wymianą ligandów H₂O na inne ligandy, np. NH₃, wprowadzone do roztworu. * [Cu(H₂O)₄]²⁺ + 4NH₃ ↔ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + 4H₂O * Reakcja wymiany nie zachodzi równoczasowo dla wszystkich ligandów, a odbywa się stopniowo. * Ustala się przy tym szereg równowag zależnych od stężenia wprowadzonego ligandu. ## Związki kompleksowe - chelaty * Ligandy zawierające więcej niż jedną parę elektronów, występujących w różnych atomach tej samej cząsteczki nazywamy ligandami chelatującymi. * Związki organiczne zawierające tlen, azot lub siarkę. * Ligandy mogą być cząsteczkami obojętnymi lub anionami. * Ligandy tworzą z kationem centralnym **związki pierścieniowe**. * Najtrwalsze są kompleksy pięcio- lub sześcioczłonowe * W chelatach mogą występować także wiązania jonowe i kowalencyjne. ## Związki kompleksowe - EDTA * Kwas etylenodiaminotetraoctowy ## Związki kompleksowe - w przyrodzie * Do najważniejszych z nich zaliczamy **kompleks żelazo – porfirynowy**. Jest on obecny w hemie hemoglobiny i mioglobiny. ## Budowa hemu * **Wiązania koordynacyjne w hemoglobinie:** * 4 wiązania łączące żelazo z azotami pierścieni pirolowych. * Wiązanie żelazo – azot pierścienia imidazolowego histydyny łączące kompleks żelazo-porfirynowy z łańcuchami. * Wiązanie żelazo – cząsteczka tlenu, gdy hemoglobina jest w formie „oxy". ## Związki kompleksowe - w przyrodzie * **Witamina B12**: jon centralny – kobalt. * **Chlorofil**: jon centralny - magnez. ## Związki kompleksowe - w przyrodzie * Białka transportujące metale: * **Ceruloplazmina**: miedź. * **Transferyna**: żelazo. ## Związki kompleksowe w medycynie * **Auranofina**: * [Au(PEt₃)(ttag)]⁺ * ttag = tetra-O-acetylotioglukoza * Lek przeciwreumatyczny. * Niszczący wirusy HIV deponowane w limfocytach T. * **MIBI**: (sestamibi, kardiolit) * [Tc(CNR)₆]⁺ * heks