1

Problemy do rozważenia...

• Jak tworzą się wiązania?

• Jakiego rodzaju wiązania?

• Jakie własności wynikają z rodzaju wiązań?

WIĄZANIA MIĘDZYATOMOWE

I WŁASNOŚCI MATERIAŁÓW

Ciekawy przykład - węgiel:

Dwie odmiany:

grafit

i

diament

grafit – miękki, "smarujący"

diament – najtwardszy znany materiał

2

Struktura Atomowa (Chemia)

• atom –

electrony

– 9.11 x 10

-31

kg 

protony

neutrony

• Liczba atomowa Z

= liczba protonów w jądrze atomu

N

= liczba elektronów (atom obojętny)

  liczba neutronów może być różna (

izotopy

)

• Masa atomowa

A

= masa 6.023 x 10

23

atomów

 

• Jednostka masy atomowej

= jma = u = 1/12 masy

12

C

(A = 12.0000)

 

A = Z + N

1 jma/atom = 1g/mol

C 12.011

H 1.008 etc.

}

1.67 x 10

-27

kg

3

Model atomu wg Bohra

jądro – protony +
neutrony

Energie elektronów są skwantowane

Wartości energii (stany) – ściśle określone
wartości

Dozwolone stany
energetyczne dla
wodoru

Bardziej dokładny jest
model falowy – mechanika
kwantowa

Elektrony
walencyj
ne

4

Model falowy

Elektrony wykazują
zarówno właściwości
falowe jak i
czasteczkowe

Położenie pojedynczego
elektronu jest
traktowane jako rozkład
prawdopodobieństwa
wokół jądra

Zasada Pauliego - w
atomie nie może być
więcej niż 2 elektronów
znajdujących się w tym
samym stanie

5

Struktura Elektronowa

• Elektrony mają właściwości falowe i

korpuskularne + zasada Pauli'ego:

– Elektrony zajmują ścisle określone stany

energetyczne zdefiniowane przez
prawdopodobieństwo

(orbitale)

.

– Każdy orbital ma dyskretny poziom energii

określony przez

liczby kwantowe

.

 
Liczby kwantowe Oznaczenie

n = główna (określa powłokę)

K, L, M, N, O (1, 2, 3, etc.)

l = poboczna (podpowłoka)

s, p, d, f (0, 1, 2, 3,…, n

-1)

m

l

= magnetyczna

1, 3, 5, 7 (-l to +l)

m

s

= spin ½, -½

6

Stany Energetyczne

Elektronów

Elektrony zajmują kolejne orbitale na

kolejnych powłokach tak aby atom jako
całość posiadał jak najniższą energię.

Znając

liczbę atomową

danego pierwiastka

można łatwo samemu ustalić jego
konfigurację elektronową

Reguły:

1.

Najpierw zapełnieniu ulegają orbitale "s",
potem "p", potem "d" i na końcu "f".

2.

Orbitale z wyższych warstw są zapełniane
dopiero po całkowitym zapełnieniu warstw
niższych.

3.

Na orbitalach s mogą być tylko 2
elektrony, na p 6, na d 10 i na f 14

4.

W pierwszej powłoce jest tylko orbital s, w
drugiej są orbitale s i p, w trzeciej s, p i d i
w końcu w czwartej i piątej pojawiają się
jeszcze orbitale f.

7

Liczba możliwych stanów elektronów w

poszczególnych powłokach i

podpowłokach

8

Większość pierwiastków ma konfigurację elektronową niestabilną

PRZEGLĄD PIERWIASTKÓW

Konfiguracja electronowa

(stabilna)

...

...

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

(stabilna)

...

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

2

4p

6

(stabilna)

Z

18

...

36

Pierwiastek

1s

1

1

Wodór

1s

2

2

Hel

1s

2

2s

1

3

Lit

1s

2

2s

2

4

Beryl

1s

2

2s

2

2p

1

5

Bor

1s

2

2s

2

2p

2

6

Węgiel

...

1s

2

2s

2

2p

6

(stabilna)

10

Neon

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

11

Sód

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

12

Magnez

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

1

13

Aluminium

...

Argon

...

Krypton

9

Elektrony

• Elektrony walencyjne

–

elektrony w

najdalszej (zewnętrznej) powłoce, biorą udział
w tworzeniu wiązań międzyatomowych

• Elektrony walencyjne

wpływają

(poprzez wiązania) na nastepujące własności:

1)Chemiczne
2)Electryczne
3)Cieplne
4)Optyczne

Powłoka walencyjna

nie jest zwykle w

pełni obsadzona elektronami

10

Konfiguracje Elektronowe

np: Fe, Z

=

26

Elektrony

walencyjne

1s

2s

2p

K n = 1

L n = 2

3s

3p

M n = 3

3d

4s

4p

4d

Energia

N n = 4

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

11

Układ okresowy pierwiastków

Kolumny:

Podobna struktura

walencyjna

Pierwiastki electrododatnie:
chętnie oddają elektrony
i stają się jonami dodatnimi

Pierwiastki electroujemne:
chętnie pobierają elektrony i stają się
jonami ujemnymi

o

d

d

a

je

1

e

o

d

d

a

je

2

e

o

d

d

a

je

3

e

g

a

z

d

o

s

k

.

p

rz

y

jm

u

je

1

e

p

rz

y

jm

u

je

2

e

O

Se

Te

Po At

I

Br

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

F

Cl

S

Li

Be

H

Na

Mg

Ba

Cs

Ra

Fr

Ca

K

Sc

Sr

Rb

Y

12

• Zakres od

0.7

do

4.0

,

Mniejsza elektroujemność

Większa elektroujemność

• Duże wartości: tendencja do przyjmowania electroów

Elektroujemność

13

Wiązanie jonowe –

metal

+

nonmetal

dostarcza

przyjmuje

electrony

elektrony

 

Różne elektroujemności  

Np.:

Mg

O

Mg

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

O

1s

2

2s

2

2p

4

[Ne] 3s

2

 

Mg

2+

1s

2

2s

2

2p

6

O

2-

1s

2

2s

2

2p

6

[Ne]

[Ne]

14

• Występuje pomiędzy

+

i

-

jonami

• Wymaga

transferu electronów

• Wymagana duża różnica w elektroujemności

• Przykład:

NaCl

Wiązanie jonowe

Na (metal)

niestabilny

Cl (niemetal)

niestabilny

electron

+

-

Przyciąganie

coulombowskie

Na (kation)

stabilny

Cl (anion)

stabilny

15

Wiązanie jonowe w NaCl

Siły

Coulomb
a

16

Wiązanie jonowe

Energia – minimum energii, najbardziaj stabilny

układ

– Równowaga pomiędzy

przyciąganiem

a

odpychaniem

r

A

n

r

B

E

N

=

E

A

+

E

R

=





Energia odpychania

E

R

Energia wypadkowa, E

N

Energia przyciągania, EA

Odległość międzyatomowa, r

17

Dominujące wiązanie w

Ceramikach

Przykłady wiązań jonowych

Oddają elektrony

Przyjmują elektrony

NaCl

MgO

CaF

2

CsCl

18

C: ma 4 el. walencyjne e

-

,

potrzebuje jeszcze 4

H: ma 1 el walencyjny e

-

,

potrzebuje jeszcze 1

Elektroujemności są
porównywalne

Wiązanie kowalencyjne

• podobna

elektroujemność

 wspólne elektrony

• Wiązania tworzą elektrony z orbitali

s

&

p

• Przykład:

CH

4

Electrony od atomu

węgla

Elektrony od

atomów wodoru

H

H

H

H

C

CH4

Wiązanie kowalencyjne jest

kierunkowe

19

Wiązanie metaliczne

Wiązanie metaliczne

– chmura elektronów nie

związana z żadnym konkretnym jonem

Wiązanie
metaliczne nie ma
charakteru
kierunkowego

20

Wynika z oddziaływania pomiędzy

dipolami

•

Dipole trwałe

- cząsteczki

•

Dipole fluktuacyjne

przypadek ogólny:

ciekły HCl

polymer

WIĄZANIA WTÓRNE – Van der

Waalsa

asymetryczna chmura

elektronów

+

-

+

-

wiązanie

wtórne

H

H

H

H

H2

H2

wiązanie

wtórne

np: ciekły
H

2

H Cl

H Cl

wiązanie

wtórne

wiązanie

wtórne

+ -

+

-

Wiązanie w

tórne

21

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe w
HF

lód

woda

Szczególny przypadek wiązania
wtórnego, występuje pomiędzy
cząsteczkami zawierającymi
wodór

22

•

Długość wiązania

, r

•

Energia wiązania,

E

o

•

Temperatura topnienia

, T

m

T

m

jest większa, gdy E

o

jest większa

Własności zależne od typu

wiązania: T

m

r

o

r

Energia

r

większa T

m

mniejsza T

m

E

o

=

“energia wiązania”

Energia

r

o

r

Odległość

23

Energie wiązania i temperatury topnienia

dla niektórych substancji

24

•

współczynnik rozszerzalności cieplnej

,



 mniejsze, gdy E

o

jest

mniejsza

Własności zależne od typu

wiązania:



= (

2

T

)

L



T

-

1

L

o

L

długość,

Lo

Temp. T1

Temp. T2

r

o

r

większe 

mniejsze 

Energia

długość

E

o

E

o

25

Podsumowanie

26

Ceramiki

(jonowe & kowalencyjneg):

Metale

(metaliczne):

Polimery

(kowalencyjne i wtórne):

Duża energia wiązania

wysoka T

m

duża E
mały wsp. 

Zmienna energia wiązania

średnia T

m

średnia E
średni 

Własności kierunkowe

Wiązania wtórne dominują

niskal T

m

mała E
duży wsp. 

Podsumowanie: Wiązania

pierwotne

Wiązanie w

tórne

27

Typ

Jonowe

Kowalencyjne

Metaliczne

Wtórne

Energia

Duża!

Zmienna

Duża-Diament

mała-Bismut

Zmienna

duża-Wolfram

mała-Rtęć

najmniejsza

Uwagi

Bezkierunkowe (

ceramiki

)

Kierunkowe
(półprzewodniki,

ceramiki

łańcuchy polimerowe

)

Bezkierunkowe (

metale

)

Kierunkowe
Między łańcuchami (

polymer

)

Pomiędzy cząsteczkami

Podsumowanie