Biofizyka
Wykład 1
Budowa atomu i cząsteczki
Wprowadzenie
Miejsce biofizyki w nauce
Fizyka jest nauką, która bada i interpretuje zjawiska zachodzące w przyrodzie nieożywionej.
bios  (z greckiego) życie, zatem w uproszczeniu możemy powiedzieć, że biofizyka jest nauką, która
opisuje fizyczne aspekty materii żywej.
Biofizyka jest nauką wielodyscyplinarną, korzysta z dorobku nie tylko biologii i fizyki, ale także
chemii, radiologii, krystalografii, biochemii.
BIOFIZYKA
CZYSTA STOSOWANA
zastosowanie fizyki i biofizyki
problemy podstawowe
do celów praktycznych
(np. fizyka medyczna)
Fizyka medyczna - wykorzystuje osiągnięcia fizyki i biofizyki do celów diagnostyki, terapii, profilaktyki i
metod badawczych w medycynie.
Wprowadzenie
Prekursorzy biofizyki
Odkrycie zjawiska pobudzania elektrycznego
narządów - 1791 rok (Luigi Galvani). Błędnie
interpretowane jako elektryczność zwierzęca.
L. Galvani
Pod koniec 1849 roku Herman Helmholtz
wykazał, że impulsy nerwowe wywoływane
przez podrażnienie mięśni żaby
przemieszczają się z pewną prędkością.
Wnioskował on impulsy nerwowe są związane
z procesami chemicznymi lub elektrycznymi.
H. Helmholtz
Eksperyment Galvaniego
Wprowadzenie
Prekursorzy biofizyki
Obserwacje prowadzone przez Juliusa Mayera (1842) oraz
eksperymenty Jamesa Joule'a (1843) doprowadziły do
sformułowania I zasady termodynamiki.
Mayer uzasadniał przemiany materii w organizmach  I zasadą termodynamiki
J. Mayer
"U = Q + W
Thomas Young w 1793 roku wyjaśnił
mechanizm akomodacji oka, a w 1801 roku
przedstawił teorię widzenia barw, którą
poprawił i zmodyfikował Helmholtz (teoria
Younga-Helmholtza).
T. Young
Akomodacja oka
Podstawowe pojęcia chemiczne
Przypomnienie&
Masa atomowa (względna masa atomowa) Prawo Avogadra: jednakowe objętości
- liczbę określającą ile razy masa jednego gazów zawierają w tej samej temperaturze
reprezentatywnego atomu danego i pod tym samym ciśnieniem jednakową
pierwiastka chemicznego jest większa od liczbę cząsteczek.
12
1/12 masy atomu izotopu C.
Objętość molowa gazów: W warunkach
normalnych 22,4 dm3 dowolnego gazu
Mol - miara liczebności materii - ilość
zawiera 6,02 * 1023 cząsteczek lub
substancji, która zawiera taką liczbę
atomów.
atomów, cząsteczek, jonów bądz
innych
Równanie stanu gazu doskonałego:
cząsteczek materialnych, ile atomów
pV=nRT
12
znajduje się w 12 g węgla C.
p- ciśnienie, V- objętość, T-temperatura, R-
mol = 6,023 * 1023 (atomów, cząsteczek)
stała gazowa=8,314 J/(mol�K), n-liczba moli
Ilość ta określana jest liczbą Avogadra i jest
gazu
oznaczana literą Na.
Masa molowa  masa jednego mola
substancji chemicznej
Podstawowe pojęcia chemiczne
Przypomnienie&
Prawa zachowania masy
A
ączna suma mas substratów równa się łącznej
masie produktów reakcji chemicznej. Całkowita
masa substancji uczestniczących w reakcji
chemicznej pozostaje niezmienna. (A. Lavosier,
M. A
omonosow
A. Lavosier
M. A
omonosow
Prawa zachowania energii
W danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez
względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje
(J. Joule, H. Helmholtz, J. Mayer).
Podstawowe pojęcia chemiczne
Przypomnienie&
Prawo zachowania materii
Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi
dwie formy materii, istnieje zależność
określona przez Einsteina wzorem:
E = mc2
A. Einstein
Uogólnione prawo zachowania materii opisuje równanie:
/E + mc2/ = const
Podstawowe pojęcia chemiczne
Przypomnienie&
Prawo stałości składu, prawo stosunków stałych
Każdy związek chemiczny niezależnie od jego
pochodzenia albo metody otrzymywania ma stały skład
jakościowy i ilościowy (Joseph Proust, 1799 rok).
Prawo stosunków wielokrotnych
Jeżeli dwa pierwiastki zdolne są tworzyć z sobą więcej niż
J. Proust
jeden związek chemiczny, to w związkach tych ilości
wagowe jednego pierwiastka, przypadającą na stałą ilość
wagową drugiego pierwiastka, pozostają do siebie w
stosunku niewielkich liczb całkowitych. (J. Dalton, 1804).
Azot i tlen tworzą z sobą pięć różnych tlenków N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5. Wzajemny stosunek ilości wagowych
tlenu związanego z jednakową ilością wagową azotu wyraża się prostymi liczbami całkowitymi 1 : 2 : 3 : 4 : 5
Podstawowe pojęcia fizyczne
Wielkość fizyczna - właściwość zjawiska lub ciała, którą można określić ilościowo.
Podaje się ją zwykle jako iloczyn wartości liczbowej i jednostki miary.
WIELKOŚCI FIZYCZNE
SKALARNE WEKTOROWE
Skalar - jest taką wielkością fizyczną, dla określania której wystarczy podanie jednej liczby. Do wielkości
skalarnych zaliczamy: masę, czas, energię, potencjał, ładunek.
Wektor - jest to wielkość, którą określamy podając jej kierunek (prosta, na której wektor leży), zwrot
(strzałka wektora) i wartość (długość wektora). Do wielkości wektorowych zaliczamy: siłę, przyśpieszenie,
prędkość, położenie, pęd.
Podstawowe pojęcia fizyczne
Pomiar - jest to porównywanie danej wielkości fizycznej z wielkością fizyczną tego
samego rodzaju przyjętą jako wzorzec.
Błąd pomiaru (dokładność pomiaru) - odstępstwo
wyniku jednostkowego pomiaru od wartości
prawdziwej, której wielkości na ogół nie znamy. Nie
należy go rozumieć jako powstałego wyłącznie w
wyniku pomyłki, a jako nieodłączny czynnik procesu
pomiarowego. Błąd pomiaru jest bezpośrednio
związany z metodą pomiaru.
Funkcje - opisują matematycznie zależności między dwiema wielkościami lub
większą ich liczbą. Funkcje najczęściej używane w fizyce to: f. liniowa, f. kwadratowa,
f. wykładnicza.
Modele budowy atomu
Model atomu Daltona
W 1808 roku John Dalton sformułował atomistyczną budowę materii.
q�Materia złożona jest z niepodzielnych atomów.
q�Wszystkie atomy jednego pierwiastka mają identyczną
masę i pozostałe właściwości.
q�Każdy pierwiastek zbudowany jest z niepowtarzalnych
atomów.
q�Atomy są niezniszczalne i nie podlegają przemianom
podczas reakcji chemicznych, zmienia się tylko ich
wzajemne ułożenie i powiązanie
q�Cząsteczka związku chemicznego składa się ze
J. Dalton
skończonej i niewielkiej liczby atomów różnych
pierwiastków
Modele budowy atomu
Model atomu Thomsona
W roku 1897 brytyjski fizyk Joseph Thomson prowadząc badania nad zjawiskiem
zwanym  promieniami katodowymi wykazał, że atom posiada strukturę wewnętrzną.
Thomson wykazał, że promienie katodowe stanowią strumień cząstek naładowanych
ujemnie. Wydobywają się one z wnętrza atomów jednej z elektrod, zwanej katodą.
Model atomu
Thomson stwierdził, że cząstki te są zawsze jednakowe niezależnie od metalu katody,
Thomsona
którą stosował do badań.
Joseph Thomson Doświadczenie Thomsona
Modele budowy atomu
Model atomu Rutheforda
W 1908 roku Ernest Rutherford Przeprowadził prosty
eksperyment, w którym obalił model budowy atomu Thomsona.
Według Rutherforda atom składa się z bardzo małego jądra (o rozmiarach
10-14), w którym skoncentrowany jest cały ładunek dodatni i większa
część masy atomu, oraz z chmury ujemnie naładowanych elektronów
otaczającej to jądro. Ponieważ rozmiary atomu są rzędu 10-10, większość
przestrzeni w obszarze atomu jest pusta, a dla obojętnych elektrycznie
E. Rutherford
atomów ładunek elektronów wokół jądra jest równy dodatniemu
ładunkowi jądra.
Bombardując cząstkami ą cienką
folię złota, zaobserwował, że
niektóre z cząstek ulegają
znacznemu odchyleniu.
Doświadczenie Rutherforda
Modele budowy atomu
Model atomu Rutherforda
Na podstawie obserwacji Rutherford stwierdził, że atom nie może być kulką
galarety w której rozmieszczone są elektrony. Musi natomiast zawierać gęste
niemal punktowe centrum naładowane dodatnio (które nazwał jądrem
atomowym). Elektrony są natomiast rozmieszczone w otaczającej jądro
przestrzeni o średnicy niezwykle dużej w porównaniu ze średnicą jądra.
Według tego modelu elektron krąży wokół
jądra jako naładowany punkt materialny,
przyciągany przez jądro siłami
elektrostatycznymi. Przez analogię do ruchu
planet wokół Słońca model ten nazwano
"modelem planetarnym atomu".
Model planetarny atomu
Budowa atomu
Model atomu Bohra
Planetarny model atomu nie był zgodny z interpretacją widm atomowych.
Niels Bohr założył, że w atomie wodoru, składającym się z jednego protonu i
jednego elektronu, elektron krąży po orbicie kołowej wokół protonu. Aby uniknąć
sprzeczności tej teorii z zasadami fizyki klasycznej, w myśl której poruszający się
po orbicie elektron promieniowałby energię i spadł na jądro, Bohr przyjął
dodatkowe postulaty (idee teorii kwantów). Zgodnie z tymi postulatami energia,
moment pędu i promień orbity elektronu w atomie wodoru są skwantowane, czyli
nie mogą przyjmować dowolnych wartości.
Niels Bohr
Model atomu Bohra oparty był na postulatach:
1) Elektrony poruszają się na ściśle określonych orbitach. Dozwolone są takie orbity dla których
moment pędu krążącego elektronu jest równy całkowitej wielokrotności stałej Plancka podzielonej przez
2Ą:
5؉�
5؎�5�B�5ؓ� =
h = 6,625 �� 10-34 J �� s (stała Plancka).
5���5�E�
Budowa atomu
Model atomu Bohra
2) Przejściu elektronu z jednego poziomu energetycznego na inny niższy, towarzyszy emisja energii
odpowiadającej różnicy tych poziomów, "E, w postaci fotonu promieniowania: "E = h
Na podstawie postulatów Bohra można było wyjaśnić rozkład
widma atomu. Ponieważ przerwy energetyczne pomiędzy
orbitami są ściśle określone, to przy danym przejściu elektronu
musi być emitowana lub absorbowana fala o ściśle określonej
długości (a więc i energii), odpowiadającej różnicy wartości
energii atomu w danych stanach kwantowych.
Przejścia elektronu pomiędzy dwoma
poziomami energetycznymi
Schemat powstawania serii widma emisyjnego wodoru
Budowa atomu
Falowo kwantowy model atomu
Teoria Bohra sprawdzała się w przypadku wodoru, nie udało się przy jej pomocy
uzyskać ilościowo poprawnych wyników dla innych pierwiastków. Ponadto okazało
się, że jest ona sprzeczna z nieznanymi jeszcze wówczas postulatami de Broglie'a i
Heisenberga. Dlatego została zarzucona i zastąpiona nową w której wykorzystano
postulat Louisa de Broglie'a, według którego cząstki wykazują własności falowe.
Ruch elektronu w polu kulombowskim jądra atomu można opisać
równaniem fali de Broglie a.
Warunek stacjonarności fali jest spełniony, gdy długość fali  zmieści się
całkowitą liczbę razy w obwodzie koła o promieniu r.
5���5�E�5ؓ�
= 5�Ź�
5�@�
Punktem wyjścia mechaniki falowej jest równanie Schrodingera, uzyskane
na podstawie dualizmu korpuskularno-falowego de Broglie'a. Równanie to
E. Schr�dinger
pozwala znalez
ć funkcję falową, która opisuje stan cząstki.
Budowa atomu
Falowo kwantowy model atomu
Równanie Schr�dingera (1926) (równanie falowe)  opisuje zachowanie się cząstek elementarnych,
atomów, cząsteczek.
ś�2� ś�2� ś�2� 8Ą2m
+� +� +� (�E -� V)� =� 0
ś�x2 ś�y2 ś�z2 h2
gdzie:
y� - oznacza funkcję falową opisującą drgania, np. elektronu,
E  całkowitą energię, np. elektronu, V  energię potencjalną, np. elektronu,
m  masę elektronu, h  stałą Plancka
Funkcja falowa y� jest rozwiązaniem równania Schr�dingera. Kwadrat modułu
funkcji falowej określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym
miejscu w przestrzeni.
W przypadku cząstek elementarnych nie można jednocześnie z dowolną
dokładnością określić ich położenia i pędu (można mówić o prawdopodobieństwie
znalezienia elektronu w danym miejscu w przestrzeni  o  chmurze ładunku ). 
Zasada nieoznaczoności Heisenberga (1926).
Heisenberg
Budowa atomu
Falowo kwantowy model atomu
Obowiązujący obecnie kwantowy model atomu został zaproponowany w roku 1925
przez austriackiego fizyka Erwina Schrodingera. Opiera się on na podstawowych
założeniach mechaniki kwantowej tj. na hipotezie Louisa de Broglie`a oraz zasadzie
nieoznaczoności Wernera Heisenberga:
q�stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa �, nazwana orbitalem,
q�kwadrat tej funkcji daje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze wokół
jądra,
q�energia elektronów jest kwantowana a geometryczne kształty orbitali wskazują na
przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym
orbitalem.
q�znane orbitale to orbital s, p, d i f,
q�każdy stan kwantowy elektronu jest opisany za pomocą czterech liczb kwantowych, tj.
główna liczba kwantowa - n, poboczna liczba kwantowa - l, magnetyczna liczba kwantowa -
m i spinowa liczba kwantowa - s.
Widma emisji i absorpcji
Zjawiska absorpcji lub emisji fotonów przy przejściach elektronu z poziomów
niższych na wyższe lub wyższych na niższe można przedstawić wykorzystując model
atomu wodoru opracowany przez Bohra.
Elektron kosztem energii zewnętrznej (przez wzbudzenie) może zostać
przeniesiony z orbity bliższej jądru n=k na dalszą n=n. Wracając z orbity n na orbitę
k zostaje wypromieniowany kwant energii:
h�=En-Ek
Liczba falowa wypromieniowanej linii widmowej przyjmuje wyrażenie:
5��� 5���
5؎�5�ą�5���
5�B� = 5�y�( -
5�y� =
R- stała Rydberga
5�Ś�5��� 5�Ź�5���
5���5؉�5�Ń�5�"�5�:�5���
5���
Poszczególne linie widmowe atomu wodoru obliczone z powyższego wzoru są
zgodne z danymi doświadczalnymi.
Widma emisji i absorpcji
Widmo emisyjne powstaje, gdy obdarzone ładunkiem elektrycznym elektrony, atomy, cząstki lub
fragmenty cząsteczek tworzących dane ciało, będąc wzbudzonymi przechodzą ze stanu o wyższej
energii do stanu o niższej energii. Przejściu temu towarzyszy emisja kwantu promieniowania
elektromagnetycznego o energii równej różnicy energii poziomów, między którymi przeszła cząstka.
Dla gazów prostych atomów widmo emisyjne przyjmuje często formę serii dobrze rozseparowanych
częstotliwości, które spektrometry rejestrują w formie prążków. Układ tych prążków jednoznacznie
wskazuje na obecność określonego pierwiastka w gazie i jest nazywany widmem atomowym.
Umożliwia to m.in. ustalanie na podstawie widm emisyjnych składu pierwiastkowego odległych ciał
niebieskich. Dla ciał stałych i cieczy widmo emisyjne jest ciągłe. Gazy atomów o złożonej budowie dają
widmo pasmowe czyli składające się z pasów.
Widmo emisji wodoru
Widma absorpcyjne obserwujemy, gdy na drodze światła o widmie ciągłym znajdzie się ciało, np.
gaz, ciecz, które pochłania promieniowanie elektromagnetyczne o długości fali . Wówczas z widm
z
ródła światła zostają wycięte charakterystyczne linie - lub całe pasma - absorpcyjne.
Budowa cząsteczki
Cząsteczka (molekuła) powstaje w rezultacie łączenia się ze sobą atomów
tych samych lub różnych pierwiastków. Atomy łączą się wówczas, gdy
energia cząsteczki jest mniejsza od sumy energii poszczególnych atomów w
stanie swobodnym.
Podczas tworzenia się cząsteczki z atomów następują zmiany
w rozmieszczeniu elektronów na zewnętrznych orbitalach
atomów. O trwałości połączenia atomów w cząsteczkę stanowi
uzyskanie przez ten układ atomów minimalnej wartości energii
potencjalnej.
Zależność energii potencjalnej układu
dwóch atomów od odległości r
Budowa cząsteczki
Siły wiążące atomy w cząsteczce mogą mieć różny charakter, co wiąże się z występowaniem
różnych typów wiązań.
Wiązanie jonowe  obojętny elektrycznie
atom oddaje elektrony innemu obojętnemu
atomowi. Powstałe jony przyciągają się
siłami elektrycznymi i tworzą silnie
związaną cząsteczkę.
Elektroujemność > 1,7
Budowa cząsteczki
Wiązanie kowalencyjne- Mechanizm tworzenia wiązania kowalencyjnego, podobnie jak i w wiązaniu
jonowym tłumaczy się dążeniem atomów do przyjęcia konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego
(reguła dubletu, oktetu). Skompletowanie oktetów (dubletu) w wiązaniu atomowym następuje poprzez
uwspólnianie par elektronowych.
Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce wodoru
Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce azotu
Budowa cząsteczki
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym i
powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się rozmiarami i ilością powłok,
lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. Cecha charakterystyczną tego
wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka o większej
elektroujemności.
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 m
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane w
m = q * l
cząsteczce chlorowodoru
gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami
ciężkości " odmiennych ładunków.
Budowa cząsteczki
Wiązanie koordynacyjne (akceptorowo-donorowe)
Jest to wiązanie, w którym wszystkie elektrony wiązania pochodzą od jednego atomu (tzw. donor);
drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.
Typowym przykładem tworzenia wiązań koordynacyjnych jest dostarczanie pary elektronowej przez zasadę
Lewisa do kwasu Lewisa.
Przykład tworzenia wiązania koordynacyjnego pomiędzy zasadą
Lewisa (amoniakiem) a kwasem Lewisa (fluorkiem boru).
Wiązanie jonowe
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
Sieć przestrzenna NaCl
Różnoimienne jony sodu (Na+) i chloru (Cl-) przyciągają się wzajemnie, tworząc trwały układ
[Na+Cl-]. Ponieważ każdy z jonów jest w stanie przechwycić z otoczenia jony o przeciwnym znaku i
jeżeli jony nie mogą przemieszczać się oraz nie wystąpi oddziaływanie czynników zewnętrznych, tworzą
sieć krystaliczną. Powstaje wtedy duża makrocząsteczka.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
Wiązanie kowalencyjne- umożliwia połączenie atomów w cząsteczkę w przypadku, kiedy takie wiązanie
jest korzystne energetycznie, tzn. prowadzi do zmniejszenia energii układu.
Zgodnie z przyjętą zasadą mechaniki
y�12 =y�1 + y�2
kwantowej energia elektronu jest tym
większa, im mniejsza jest objętość, w której
Orbital wiążący
ten elektron się pojawia. W sytuacji
odwrotnej energia elektronu maleje.
y�12 =y�1 - y�2
Dwie fale interferując ze sobą mogą
Orbital antywiążący
powodować ich wzmocnienia lub
osłabienia. Przyporządkowując funkcję
falową y�1 elektronowi A oraz funkcję falową
elektronowi y�2, możemy oczekiwać
Zgodnie kwantowym modelem wiązanie
wzmocnienia lub osłabienia tych fal
kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się
podczas interferencji. Funkcje falowe y�1
orbitali atomowych.
oraz y�2 opisują orbitale atomowe. W
przypadku wzmocnienia oddziaływających
dwóch funkcji falowych uzyskujemy funkcję
opisującą orbital molekularny.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
Nakładanie się orbitali może zachodzić wzdłuż osi łączącej środki jąder atomów lub poza osią z boku i
ma miejsce zawsze wtedy kiedy na orbitalach znajdują się niesparowane elektrony. Przykładem jest
wiązanie w cząsteczce wodoru, które powstaje w wyniku nakładania się orbitali typu s. Na każdym z
tych orbitali znajduje się elektron, którego najbardziej prawdopodobnym miejscem przebywania jest
sfera kulista.
Powstający charakterystyczny rozkład elektronów między dwoma jądrami nosi nazwę wiązania �.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
W podobny sposób powstaje wiązanie � w połączeniach wodoru z fluorowcami.
Wiązanie, które tutaj powstaje jest wynikiem nakładania się orbitalu 2p (ma niesparowany elektron) z
orbitalem 1s wodoru. Zajmowane przez elektrony orbitale nakładają się i zlewają w chmurę obejmującą
obydwa atomy. Kształt nowego wiązania jest bardziej skomplikowany jak w połączeniu H-H, ale jest
również zaliczane do wiązań typu �, ponieważ leży na osi połączeń środków jąder atomów. Jest to
wiązanie rodzaju s-p.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
Wiązanie s powstaje również w wyniku
sparowania elektronów orbitali p.
Przykładem jest cząsteczka fluoru F2, w
której wiązanie � powstało w wyniku
sparowania elektronów orbitali p.
Inny typ wiązania pojawia się w cząsteczce N2.
Zgodnie z przedstawioną konfiguracją atom azotu
na każdym z trzech orbitali posiada po jednym
elektronie. Gdy jednak próbujemy sparować
elektrony jednego atomu azotu z elektronami
drugiego atomu i utworzyć trzy wiązania, okazuje
się, że tylko jeden z trzech orbitali może nałożyć
się "czołowo" i utworzyć wiązanie �. Dwa
pozostałe orbitale 2p każdego atomu mogą
nałożyć się w wyniku bocznego nałożenia się i
utworzyć wiązanie Ą.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
Kwantowa teoria wiązań walencyjnych przyjmuje jeszcze jedno ważne założenie, że w tworzeniu
wiązania biorą udział elektrony w stanie wzbudzonym. Przyjęcie tego założenia wyjaśnia nam istotę
wiązań w cząsteczkach wieloatomowych.
Z budowy zewnętrznej powłoki elektronowej boru
wynika, że w stanie podstawowym B (1s22s2p1),
ma on tylko jeden niesparowany elektron zdolny
do utworzenia wiązania chemicznego. Taka
konfiguracja elektronowa sugeruje, że bor może
utworzyć jedno wiązanie chemiczne. Wiemy
jednak, że w cząsteczce np. BF3 występują trzy
równocenne wiązania. Bor posiada pusty orbital.
Można zwiększyć liczbę zapełnionych orbitali
przez dostarczenie energii wystarczającej do
przeniesienia elektronu, czyli wzbudzenia go do
orbitalu o wyższej energii. Powstaje stan
wzbudzony atomu. Podobne zachowuje się
węgiel w cząsteczce metanu.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
Wzbudzenie elektronu do orbitalu o wyższej energii nosi nazwę promocji. W przypadku atomu
węgla, przed promocją atom ma tylko dwa niesparowane elektrony, może więc utworzyć tylko dwa
wiązania; po promocji atom ma cztery niesparowane elektrony i może utworzyć cztery wiązania.
Zmieszane ze sobą orbitale s i p
kształtem przypominają orbitale p
Dla wyjaśnienia budowy cząsteczek kwantowa teoria wiązań chemicznych wprowadziła nowe pojęcie -
hybrydyzacja, które polega na wzajemnym wymieszaniu orbitali s i p. W wyniku zmieszania orbitali powstają
orbiale zhybrydyzowane. W przypadku atomu węgla wchodzącego w sklad cząsteczki CH4, wymieszaniu podlega
orbital s z trzema orbitalami p. Po wymieszaniu powstają cztery równocenne orbitale zhybrydyzowane określane
jako hybrydy sp3
Liczba zhybrydyzowanych orbitali która powstaje w wyniku hybrydyzacji jest równa liczbie orbitali początkowych
biorących udział w procesie hybrydyzacji.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
" jeśli mieszamy orbital s z orbitalem p, to w
wyniku otrzymamy dwa orbitale zhybrydyzowane,
oznaczone jako sp.
" mieszając jeden orbital s z dwoma orbitalami p,
otrzymamy trzy zhybrydyzowane orbitale,
oznaczone jako sp2
" mieszając jeden orbital s z trzema orbitalami p,
otrzymamy cztery zhybrydyzowane orbitale,
oznaczone jako sp3
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
Budowa cząsteczki metanu
Niesparowany elektron zajmuje każdy ze
zhybrydyzowanych orbitali sp3 węgla. Każdy z tych
czterech elektronów może sparować się z elektronem
z orbitalu 1s wodoru. W wyniku nakładania się orbitali
tych elektronów powstają wiązania s. Ponieważ cztery
orbitale zhybrydyzowane są skierowane ku narożom
tetraedru, taki sam jest kierunek wiązań s. Wszystkie
cztery wiązania są identyczne, powstają bowiem z tej
samej mieszaniny orbitali atomowych.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
Hybrydyzacja w cząsteczkach etanu, etenu i etynu
W cząsteczce etanu, każdy z atomów węgla ma hybrydyzację sp3, co oznacza, że każdy z atomów węgla
zawiera jeden niesparowany elektron w każdym ze swych czterech zhybrydyzowanych orbitali. Tym samym,
każdy z atomów może utworzyć cztery wiązania � skierowane ku narożom tetraedru. W cząsteczce etenu
występuje wiązanie podwójne między atomami węgla. A to oznacza, że jedno z tych wiązań jest typu � a drugie
Ą. Sposób wykorzystania orbitali jest następujący. Dwa atomy węgla tworzą wiązanie � przez nałożenie się
zhybrydyzowanych orbitali sp2. Pozostałe dwa zhybrydyzowane orbitale sp2 tworzą wiązania s z atomami
wodoru. Pozostałe dwa elektrony z orbitali 2p mogą sparować się i utworzyć wiązanie Ą przez boczne
nakładanie się.
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym. Hybrydyzacja.
Hybrydyzacje z udziałem orbitali d
Z udziałem orbitali d, mogą powstać następujące ważne
zespoły orbitali:
" hybrydyzacja oktaedryczna d2sp3, gdzie powstaje
sześć równoważnych zhybrydyzowanych orbitali
skierowanych ku narożom ośmiościanu (oktaedru)
" hybrydyzacja kwadratowa dsp2, gdzie powstają cztery
równoważne orbitale zhybrydyzowane skierowane ku
wierzchołkom kwadratu w płaszczyznie xy
" hybrydyzacja tetraedryczna sd3, gdzie orbital s i trzy
orbitale d tworzą cztery równoważne orbitale
skierowane tetraedrycznie
" hybrydyzacja bipiramidalna dsp3, gdzie powstaje pięć
nierównoważnych orbitali zhybrydyzowanych
skierowanych ku narożom bipiramidy trygonalnej
Oddziaływania międzycząsteczkowe
Działające między cząsteczkami siły przyciągania i odpychania noszą
nazwę oddziaływań międzycząsteczkowych. Nazywane są także siłami
van der Waalsa.
Rodzaje oddziaływań
międzycząsteczkowych
Siły
Wiązania
Londona
wodorowe
Johannes van der Waals
Oddziaływania
dipol-dipol
Siły Londona  oddziaływania przyciągające między cząsteczkami. Są jedynym rodzajem oddziaływań pomiędzy
cząsteczkami gazów szlachetnych i pomiędzy cząsteczkami niepolarnymi.
Elektrony przemieszczające się w cząsteczce mogą gromadzić się w pewnym obszarze cząsteczki; w innym
obszarze jądro atomu jest wówczas częściowo odsłonięte. W rezultacie, jeden obszar cząsteczki uzyskuje
chwilowo ładunek ujemy, a inny obszar  chwilowo ładunek dodatni. Ten nierównomierny rozkład wytwarza
chwilowy moment dipolowy. Chwilowe ładunki cząstkowe na różnych cząsteczkach przyciągają się wzajemnie, w
wyniku tego cząsteczki zbliżają się do siebie i w niskich temperaturach kondensują tworząc ciecz.
Oddziaływania międzycząsteczkowe
Siły oddziaływań Londona wzrastają wraz z liczbą elektronów w cząsteczce. Cięższe cząsteczki
zawierają więcej elektronów, czemu odpowiadają większe fluktuacje ładunków cząstkowych
uwarunkowanych oscylowaniem elektronów między różnymi położeniami.
Np. cząsteczka wodoru ma tylko dwa elektrony, fluktuacje w jej chmurze elektronowej są bardzo niewielkie,
przez co oddziaływania międzycząsteczkowe są słabe. Powoduje to że gazowy wodór kondensuje na ciecz
dopiero po obniżeniu temperatury do 20 K (-253oC).
Zależność oddziaływań Londona od liczby elektronów tłumaczy
różnice w stanach skupienia fluorowców w temperaturze pokojowej:
fluor i chlor są gazami, brom jest cieczą, a jod ciałem stałym.
Siła oddziaływań Londona zależy również od kształtu
cząsteczki.
Pentan wrze w temperaturze 36oC, 2,2- dimetylopropan
w 10oC. Pomiędzy cząsteczkami pałeczkowatymi siły
Londona są większe.
Oddziaływania międzycząsteczkowe
Oddziaływania dipol-dipol występuje pomiędzy cząsteczkami polarnymi, które mają trwały ładunek
cząstkowy. Oddziaływanie to dodaje się do oddziaływania Londona, wspólnego dla wszystkich
cząsteczek. Oddziaływania dipol-dipol są słabsze od oddziaływań jon-jon w jonowych substancjach
stałych, gdyż cząsteczki polarne mają tylko ładunki cząstkowe.
Moment dipolowy w cząsteczce dwuatomowej wzrasta
wraz ze wzrostem elektroujemności między dwoma
atomami. Wraz ze wzrostem tej różnicy zwiększa się
również siła oddziaływania dipol-dipol między
cząsteczkami dwuatomowymi. Charakter dipolowy
cząsteczek wieloatomowych zależy od kształtu tych
cząsteczek  ma to więc wpływ na siłę oddziaływań dipol-
dipol w cząsteczkach wieloatomowych.
Oddziaływania dipol-dipol
Tworzenie przez cząsteczki polarne cieczy i substancji stałych jest częściowo
wynikiem oddziaływań dipol-dipol powodujących przyciąganie między cząsteczkami.
Wiązania wodorowe
Wiązania wodorowe utworzone jest przez atom wodoru położony między dwoma małymi, silnie
elektroujemnymi atomami zawierającymi wolne pary elektronowe  w szczególności atomami N, O i F.
Wiązania wodorowe są najsilniejszymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi.
Przykłady wiązań wodorowych
O-H& N O-H& O
N-H& N O-H& F
Aby zrozumieć powstawanie wiązania wodorowego, posłużymy
się cząsteczką wody w której mamy silnie spolaryzowane
wiązanie O-H. Elektroujemny atom O silnie przyciąga elektrony
wiązania, co powoduje, że atom H uzyskuje duży cząstkowy
ładunek dodatni. Dodatnio naładowany atom wodoru jest silnie
przyciągany przez jedną z wolnych par elektronowych atomu O
sąsiedniej cząsteczki wody. W wyniku silnego oddziaływania
wolnej pary elektronowej o ładunku ujemnym i cząstkowego
ładunku dodatniego powstaje wiązanie. Wiązania wodorowe
mogą tworzyć się pomiędzy różnymi cząsteczkami. Takie
wiązanie nosi nazwę międzycząsteczkowego wiązania
wodorowego.
Rola wiązań w biologii
DNA składa się ona z dwóch łańcuchów nukleotydowych, które są skręcone jeden dookoła drugiego,
tworząc podwójną helisę. Oba łańcuchy są utrzymywane razem przez wiązania wodorowe pomiędzy
komplementarnymi parami zasad azotowych.
W białkach grupy aminowa i karbonylowa tworzą wewnątrzcząsteczkowe wiązanie
wodorowe N-H�"O=C, które determinuje konformację głównego łańcucha
peptydowego odpowiedzialnego za tworzenie helikalnej, bądz
płaskiej struktury.
W polisacharydach wiązania wodorowe pomiędzy grupami hydroksylowymi
stabilizują ich strukturę, znacząco wpływając na ich właściwości.
Pytania egzaminacyjne
1. Omów model falowo-kwantowy budowy atomu. Scharakteryzuj czym się różni ten model od
modelu budowy atomu Bohra.
2. Scharakteryzuj wiązanie koordynacyjne. Przedstaw powstawanie tego wiązania na przykładzie
dwóch dowolnie wybranych związków chemicznych. Wyjaśnij pojęcia donor i akceptor pary
elektronowej.
3. Omów hybrydyzację orbitali w cząsteczce metanu.
4. Scharakteryzuj wiązania międzycząsteczkowe. Omów ich wpływ na temperaturę wrzenia
substancji chemicznych.
5. Omów powstawanie wiązań � i Ą w ujęciu kwantowym na przykładzie cząsteczki etenu.
Literatura uzupełniająca:
1. Biofizyka, red. Naukowa Feliks Jaroszyk, Wydawnictwo Lekarskie PZWL, Warszawa.
2. Chemia ogólna, Loreta Jones, Peter Atkins, Wydawnictwo PWN, Warszawa.
3. Podstawy chemii nieorganicznej, Adam Bielański, Wydawnictwo PWN, Warszawa.