Struktura atomů a molekul Obrazová příloha Michal Otyepka
tento text byl vysázen systémem LATEX2ε
ii
Úvod Dokument obsahuje všechny obrázky tak, jak jsou uvedeny ve druhém vydání skript Struktura atomů a molekul z roku 2010.
iii
iv
ÚVOD
Kapitola 1
Elektromagnetické vlnění Obrázek 1.1: Ultrafialová (UV - ultra violet), viditelná (VIS - visible) a infračervená (IR - infra red) oblast elektromagnetického spektra.
Obrázek 1.2: Přehled fundamentálních částic, z nichž je složena hmota, a polních částic
Intermediální (polní) částice
Částice hmoty Kvarky
Leptony
Gravitační
El.-mag.
W
G
g
boson
graviton
foton
Silná
Slabá
8x
u
d
e
ne
nahoru
dolů
elektron
el. neutrino
c
s
m
nm
g
W
krásný
podivný
mion
mion. neutrino
gluon
boson
t
b
t
nt
Z
horní
spodní
tauon
tau. neutrino
boson
+
-
0
1
2
KAPITOLA 1. ELEKTROMAGNETICKÉ VLNĚNÍ
Kapitola 2
Atom Obrázek 2.1: Uspořádání Rutherfordova pokusu a ukázka průchodu α-částic zlatou fólií. Sám Rutherford komentoval výsledky experimentu slovy: „byla to ta nejneuvěřitelnější věc, která se mi v životě stala. Bylo to stejně neuvěřitelné, jako kdybyste střelili granátem proti papírovému kapesníku a on se vám vrátil!ÿ
3
4
KAPITOLA 2. ATOM
Obrázek 2.2: Graf známých nuklidů, zeleně jsou stabilní nuklidy, béžové jsou radionuklidy, nad nuklidem s Z=83 tedy Bi již neexistují stabilní nuklidy, převzato z literatury [?].
Obrázek 2.3: Schéma pro zobrazení emisních čárových spekter atomů a emisní čárová spektra atomů H, Hg a Ne ve viditelné oblasti.
5
energie
Obrázek 2.4: Proces absorpce energie např. ve formě fotonu vede k excitaci do vzbuzeného stavu, z něhož atom může do základního stavu relaxovat za emise kvanta záření o stejné energii.
E2
excitovaný stav emise energie
E2 - E1 = DE = hn absorpce energie E1
základní stav
Obrázek 2.5: Vlnová funkce příslušející 1s orbitalu, její čtverec a hustota pravděpodobnosti.
6
KAPITOLA 2. ATOM
Obrázek 2.6: Zobrazení maximálních hustot pravděpodobnosti pro běžné atomové orbitaly s až f.
s-orbital
l=0 p-orbitaly
l=1 d-orbitaly
l=2 f -orbitaly
l=3
Obrázek 2.7: Uspořádání Stern-Gerlachova experimentu, kde se svazek elektronů resp. atomů po průchodu nehomogenním magnetickým polem rozštěpí na dva.
7
Obrázek 2.8: Ukázka čar z běžného života. A obraz sodíkové výbojky na interferometru, patrný je i čárový dublet, B čárové spektrum neonu a C neonová trubice.
Obrázek 2.9: Energetické hladiny jednotlivých atomových orbitalů pro vodíku podobné atomy a obecné atomy s více elektrony.
8
KAPITOLA 2. ATOM
Kapitola 3
Molekula Obrázek 3.1: Konstrukce vazebné ψ+ a antivazebné ψ− molekulové vlnové funkce z atomových orbitalů A a B a energetické schéma vzniku vazebného a antivazebného stavu.
9
10
KAPITOLA 3. MOLEKULA
Obrázek 3.2: Celková energie E v molekule vodíku v závislosti na vzdálenosti. ED představuje disociační energii vazby, která je až na znaménko rovna vazebné energii. r0 je ideální vazebná vzdálenost a představuje průměrnou vzdálenost dvou protonů, kolem které kmitají.
Obrázek 3.3: Schéma pro tvorbu molekulových orbitalů pro homonukleární dvouatomovou molekulu. Toto schéma je např. platné pro homonukleární diatomické molekuly prvků 2. periody, tedy pro Li2 , Be2 , B2 , C2 a N2 . Pro O2 a F2 je energie orbitalu σ2p nižší než energie orbitalů π2p .
s2p p2p
p2p 2p
s2p p2p
p2p
s2s 2s s2s s1s 1s s1s
11
Obrázek 3.4: Tvar σ, σ ∗ a degenerovaných π, π ∗ molekulových orbitalů. Orbitaly jsou zobrazeny vždy ve dvou pohledech, kolmo ke spojnici jader a přes spojnici jader.
s
s*
p
p*
p
p*
Obrázek 3.5: Tři možné kombinace p orbitalů, které vedou buď ke vzniku σ a π molekulových orbitalů.
12
KAPITOLA 3. MOLEKULA
Obrázek 3.6: Schéma kombinace atomových orbitalů (uvedeny jsou jejich energie) při tvorbě molekulových orbitalů molekuly HF.
Obrázek 3.7: Obrázek ze skenovacího tunelovacího mikroskopu ukazuje jednotlivé atomy na povrchu Si.
Obrázek 3.8: Ukázky Lewisových strukturních vzorců.
Obrázek 3.9: Rezonanční stavy molekuly benzenu.
13
Obrázek 3.10: Geometrie molekul podle teorie VSEPR. U molekul amoniaku a vody jsou vyznačeny volné elektronové páry.
Obrázek 3.11: Ukázka geometrií spojených s běžnými typy hybridizace. 120°
180°
sp 2
sp
109,5°
sp3d
sp 3
Obrázek 3.12: Ukázka a monopólu kladného náboje, b dipólu s označením směru dipólového momentu a c kvadrupólu.
d+
d-
d+ a
d+ b
m
d+ d-
c
14
KAPITOLA 3. MOLEKULA
Obrázek 3.13: Ukázka dipólu molekuly fluorovodíku a kvadrupólu molekuly vodíku.
_
_
+
+
+
_ H-F
H-H
Obrázek 3.14: Ukázka (a) části elektronového spektra jódu I2 (g), kde je patrná jemná vibrační struktura. Energetické schéma elektronických hladin (b) s vyznačenou vibrační strukturou a vyznačeným vertikálním přechodem, který bude nejintenzivnější.
Absorbance
E
excitovaný stav
vibracní struktura v
n=0 základní stav
vibracní hladiny v
n=0
a
b
r
15
Obrázek 3.15: Ukázka UV/VIS spektra roztoku KMnO4 .
absorbance
1.2
1.0
0.8
0.6
0.4
0.2
0.0 250
300
350
400
450
500
550
600
650
700
750
vlnová délka (nm)
Obrázek 3.16: Jablonského diagram, znázorňující možné monomolekulární relaxační procesy.
16
KAPITOLA 3. MOLEKULA
intenzita
Obrázek 3.17: Ukázka absorpčního a fluorescenčního spektra, které je zrcadlovým obrazem spektra absorpčního a je posunuté do červené oblasti.
absorpce
fluorescence
l®
Obrázek 3.18: S rostoucí koncentrací intenzita zbarvení vzorku roste.
Kapitola 4
Kmity a rotace molekul Obrázek 4.1: Jádra v molekule neustále kmitají jakoby byla spojena malou pružinou, pro popis kmitání v molekule se používá model harmonického oscilátoru (šedá křivka), kde jsou vzdálenosti mezi jednotlivými hladinami stejné a rovné hν, pro anharmonický oscilátor se vzdálenosti jednotlivých hladin zmenšují.
harmonický oscilátor E r
anharmonický oscilátor
a
b
17
18
KAPITOLA 4. KMITY A ROTACE MOLEKUL
Obrázek 4.2: Vibrační spektrum vody v plynné (a) a kapalné fázi (b), v kondenzované fázi se ztrácí jemná rotační struktura spektra.
a
b 3000
2000
1000
cm -1
Kapitola 5
Nekovalentní komplexy Obrázek 5.1: Popis interakce dvou dipólů µi a µj a geometrické schéma pro maximální přitažlivou interakci dvou dipólů a maximální odpudivou interakci dvou dipólů.
x
x
mj
qi mi y
z
qj z y
r
maximální repulze
maximální atrakce
19
x
20
KAPITOLA 5. NEKOVALENTNÍ KOMPLEXY
Obrázek 5.2: Molekula vody nese významný dipólový moment.
_
+
Obrázek 5.3: Koplanární dimer benzenu (vlevo) také patří mezi molekulové komplexy, které jsou dominantně vázány disperzní interakcí. Disperzní interakce se také významnou měrou uplatňuje mezi patry párů bazí v DNA a přispívá ke stabilitě dvojšroubovice DNA (vpravo).
21
Obrázek 5.4: Van der Waalsovy síly jsou často chápány jako součet disperzních a repulzních sil.
Energie (kJ/mol)
repulze
vdW profil
disperze
vzdálenost (10
-10
m)
Obrázek 5.5: Molekula vody může vytvářet až čtyři vodíkové vazby (a), významnou roli hrají vodíkové vazby při párování bazí nukleových kyselin (b).
a
b
22
KAPITOLA 5. NEKOVALENTNÍ KOMPLEXY
Obrázek 5.6: Molekula CH3 OCl a její elektrostatický potenciál, σ-hole je označena červenou šipkou.
+ _
Obrázek 5.7: Dva mezimolekulové komplexy HF s ClF, komplex A se váže vodíkovou vazbou a komplex B halogenovou vazbou.
F Cl
F
Cl F
H F
H
B
A
Obrázek 5.8: Kondenzované fáze (A) se vyznačují vysokou hustotou a nelze v nich zanedbávat mezimolekulové interakce. Šest molekul vod (B) vytváří první vrstvu solvatačního obalu kationtu Mg2+ . Tentýž obal znázorněný schématicky (C).
+
+
+ +
A
B
C
2+
+
Mg
+
Kapitola 6
Plocha potenciální energie
Energie
Obrázek 6.1: Panel A ukazuje plochu potenciální energie E závislou na dvou proměnných x1 a x2 , vedlejší panel zobrazuje tutéž plochu ve formě mapy. Bod R představuje reaktanty a bod P produkty.
sedlo
vrstevnice E = konst.
R
P
R+ + P
A
x1
x2
minimum E
B
23
24
KAPITOLA 6. PLOCHA POTENCIÁLNÍ ENERGIE
Obrázek 6.2: Reakční koordináta je řezem energetické hyperplochy podél energeticky nejefektivnějšího průběhu chemické reakce z reaktantů do produktů přes tranzitní stav. Energetický rozdíl mezi reaktanty a tranzitním stavem představuje bariéru chemické reakce, která se projevuje v její rychlosti, tedy kinetice. Energetický rozdíl mezi reaktanty a produkty se pak projevuje v tepelném zabarvení reakce, tedy její termodynamice.
reaktanty
Ea (P-R)
Ea (R-P)
Energie
tranzitní stav
E (R-P) produkty reakční koordináta
25
Energie
Energie
Obrázek 6.3: Panel A ukazuje srovnání reakční koordináty nekatalyzované reakce (přerušovaně) s reakční koordinátou za přítomnosti katalyzátoru, jehož přítomnost vede ke snížení aktivační bariéry a tedy ke zvýšení rychlosti reakce. Panel B ukazuje srovnání dvou reakčních cest z reaktantu R do údolí produktů P’ a P. Z pohledu termodynamiky jsou výhodnější produkty P, ale bude-li bariéra pro přechod z R do P oproti bariéře R-P’ výrazně vyšší, bude pozorován vznik produktů P’. V takovém případě jde o kineticky řízenou reakci.
TS bez katalýzy
s katalýzou
intermediát
R
A
R
P reakční koordináta
P' P
B
reakční koordináta
26
KAPITOLA 6. PLOCHA POTENCIÁLNÍ ENERGIE
Energie
Obrázek 6.4: Princip fotochemických reakcí spočívá v převedení reaktantů ze základního stavu do stavu excitovaného, který může přes kónické křížení relaxovat do údolí produktů.
S1
kónické křížení hn
tranzitní stav
S0 reaktanty produkty reakční koordináta
Seznam obrázků 1.1 1.2
2.1
2.2
2.3 2.4
2.5 2.6 2.7
2.8
2.9
Ultrafialová (UV - ultra violet), viditelná (VIS - visible) a infračervená (IR - infra red) oblast elektromagnetického spektra. . . . . . . . . .
1
Přehled fundamentálních částic, z nichž je složena hmota, a polních částic . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1
Uspořádání Rutherfordova pokusu a ukázka průchodu α-částic zlatou fólií. Sám Rutherford komentoval výsledky experimentu slovy: „byla to ta nejneuvěřitelnější věc, která se mi v životě stala. Bylo to stejně neuvěřitelné, jako kdybyste střelili granátem proti papírovému kapesníku a on se vám vrátil!ÿ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3
Graf známých nuklidů, zeleně jsou stabilní nuklidy, béžové jsou radionuklidy, nad nuklidem s Z=83 tedy Bi již neexistují stabilní nuklidy, převzato z literatury [?]. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4
Schéma pro zobrazení emisních čárových spekter atomů a emisní čárová spektra atomů H, Hg a Ne ve viditelné oblasti. . . . . . . . . .
4
Proces absorpce energie např. ve formě fotonu vede k excitaci do vzbuzeného stavu, z něhož atom může do základního stavu relaxovat za emise kvanta záření o stejné energii. . . . . . . . . . . . . . . . . . .
5
Vlnová funkce příslušející 1s orbitalu, její čtverec a hustota pravděpodobnosti. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
5
Zobrazení maximálních hustot pravděpodobnosti pro běžné atomové orbitaly s až f. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
6
Uspořádání Stern-Gerlachova experimentu, kde se svazek elektronů resp. atomů po průchodu nehomogenním magnetickým polem rozštěpí na dva. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
6
Ukázka čar z běžného života. A obraz sodíkové výbojky na interferometru, patrný je i čárový dublet, B čárové spektrum neonu a C neonová trubice. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
7
Energetické hladiny jednotlivých atomových orbitalů pro vodíku podobné atomy a obecné atomy s více elektrony. . . . . . . . . . . . . .
7
27
28
SEZNAM OBRÁZKŮ 3.1
3.2
3.3
3.4
3.5 3.6 3.7 3.8 3.9 3.10 3.11 3.12 3.13 3.14
3.15 3.16 3.17 3.18 4.1
Konstrukce vazebné ψ+ a antivazebné ψ− molekulové vlnové funkce z atomových orbitalů A a B a energetické schéma vzniku vazebného a antivazebného stavu. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Celková energie E v molekule vodíku v závislosti na vzdálenosti. ED představuje disociační energii vazby, která je až na znaménko rovna vazebné energii. r0 je ideální vazebná vzdálenost a představuje průměrnou vzdálenost dvou protonů, kolem které kmitají. . . . . . . . . Schéma pro tvorbu molekulových orbitalů pro homonukleární dvouatomovou molekulu. Toto schéma je např. platné pro homonukleární diatomické molekuly prvků 2. periody, tedy pro Li2 , Be2 , B2 , C2 a N2 . Pro O2 a F2 je energie orbitalu σ2p nižší než energie orbitalů π2p . . . Tvar σ, σ ∗ a degenerovaných π, π ∗ molekulových orbitalů. Orbitaly jsou zobrazeny vždy ve dvou pohledech, kolmo ke spojnici jader a přes spojnici jader. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Tři možné kombinace p orbitalů, které vedou buď ke vzniku σ a π molekulových orbitalů. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Schéma kombinace atomových orbitalů (uvedeny jsou jejich energie) při tvorbě molekulových orbitalů molekuly HF. . . . . . . . . . . . . Obrázek ze skenovacího tunelovacího mikroskopu ukazuje jednotlivé atomy na povrchu Si. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Ukázky Lewisových strukturních vzorců. . . . . . . . . . . . . . . . . Rezonanční stavy molekuly benzenu. . . . . . . . . . . . . . . . . . . Geometrie molekul podle teorie VSEPR. U molekul amoniaku a vody jsou vyznačeny volné elektronové páry. . . . . . . . . . . . . . . . . . Ukázka geometrií spojených s běžnými typy hybridizace. . . . . . . . Ukázka a monopólu kladného náboje, b dipólu s označením směru dipólového momentu a c kvadrupólu. . . . . . . . . . . . . . . . . . . Ukázka dipólu molekuly fluorovodíku a kvadrupólu molekuly vodíku. Ukázka (a) části elektronového spektra jódu I2 (g), kde je patrná jemná vibrační struktura. Energetické schéma elektronických hladin (b) s vyznačenou vibrační strukturou a vyznačeným vertikálním přechodem, který bude nejintenzivnější. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Ukázka UV/VIS spektra roztoku KMnO4 . . . . . . . . . . . . . . . . Jablonského diagram, znázorňující možné monomolekulární relaxační procesy. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . Ukázka absorpčního a fluorescenčního spektra, které je zrcadlovým obrazem spektra absorpčního a je posunuté do červené oblasti. . . . S rostoucí koncentrací intenzita zbarvení vzorku roste. . . . . . . . . Jádra v molekule neustále kmitají jakoby byla spojena malou pružinou, pro popis kmitání v molekule se používá model harmonického oscilátoru (šedá křivka), kde jsou vzdálenosti mezi jednotlivými hladinami stejné a rovné hν, pro anharmonický oscilátor se vzdálenosti jednotlivých hladin zmenšují. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
9
10
10
11 11 12 12 12 12 13 13 13 14
14 15 15 16 16
17
SEZNAM OBRÁZKŮ 4.2
29
Vibrační spektrum vody v plynné (a) a kapalné fázi (b), v kondenzované fázi se ztrácí jemná rotační struktura spektra. . . . . . . . . . .
18
Popis interakce dvou dipólů µi a µj a geometrické schéma pro maximální přitažlivou interakci dvou dipólů a maximální odpudivou interakci dvou dipólů. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
19
5.2
Molekula vody nese významný dipólový moment. . . . . . . . . . . .
20
5.3
Koplanární dimer benzenu (vlevo) také patří mezi molekulové komplexy, které jsou dominantně vázány disperzní interakcí. Disperzní interakce se také významnou měrou uplatňuje mezi patry párů bazí v DNA a přispívá ke stabilitě dvojšroubovice DNA (vpravo). . . . . .
20
Van der Waalsovy síly jsou často chápány jako součet disperzních a repulzních sil. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
21
Molekula vody může vytvářet až čtyři vodíkové vazby (a), významnou roli hrají vodíkové vazby při párování bazí nukleových kyselin (b). .
21
Molekula CH3 OCl a její elektrostatický potenciál, σ-hole je označena červenou šipkou. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
22
Dva mezimolekulové komplexy HF s ClF, komplex A se váže vodíkovou vazbou a komplex B halogenovou vazbou. . . . . . . . . . . . . . . .
22
Kondenzované fáze (A) se vyznačují vysokou hustotou a nelze v nich zanedbávat mezimolekulové interakce. Šest molekul vod (B) vytváří první vrstvu solvatačního obalu kationtu Mg2+ . Tentýž obal znázorněný schématicky (C). . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
22
Panel A ukazuje plochu potenciální energie E závislou na dvou proměnných x1 a x2 , vedlejší panel zobrazuje tutéž plochu ve formě mapy. Bod R představuje reaktanty a bod P produkty. . . . . . . . . . . .
23
Reakční koordináta je řezem energetické hyperplochy podél energeticky nejefektivnějšího průběhu chemické reakce z reaktantů do produktů přes tranzitní stav. Energetický rozdíl mezi reaktanty a tranzitním stavem představuje bariéru chemické reakce, která se projevuje v její rychlosti, tedy kinetice. Energetický rozdíl mezi reaktanty a produkty se pak projevuje v tepelném zabarvení reakce, tedy její termodynamice. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
24
Panel A ukazuje srovnání reakční koordináty nekatalyzované reakce (přerušovaně) s reakční koordinátou za přítomnosti katalyzátoru, jehož přítomnost vede ke snížení aktivační bariéry a tedy ke zvýšení rychlosti reakce. Panel B ukazuje srovnání dvou reakčních cest z reaktantu R do údolí produktů P’ a P. Z pohledu termodynamiky jsou výhodnější produkty P, ale bude-li bariéra pro přechod z R do P oproti bariéře R-P’ výrazně vyšší, bude pozorován vznik produktů P’. V takovém případě jde o kineticky řízenou reakci. . . . . . . . . . .
25
5.1
5.4 5.5 5.6 5.7 5.8
6.1
6.2
6.3
30
SEZNAM OBRÁZKŮ 6.4
Princip fotochemických reakcí spočívá v převedení reaktantů ze základního stavu do stavu excitovaného, který může přes kónické křížení relaxovat do údolí produktů. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
26
