2009-11-24

1

Chemia V

WIĄZANIE CHEMICZNE

WIĄZANIE CHEMICZNE

są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy

atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami.

Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania,

przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych

reagujących ze sobą atomów.

2009-11-24

2

.

• Każdy atom pierwiastka składa się z jądra

atomowego oraz elektronów znajdujących
się na tzw. powłokach elektronowych
wokół jądra. Powłok tych jest kilka, a ich
maksymalna ilość to siedem. W tworzeniu
wiązania bierze udział głównie ostatnia
powłoka tzw. walencyjna

Atomy tworząc wiązanie chemiczne mogą

uzyskać stabilną konfigurację elektronową -
podobną do konfiguracji gazów szlachetnych
- (dubletową lub oktetową) na drodze:

• przekazania

elektronów

jednego

atomu

drugiemu

-

powstaje

wiązania

heteropolarne - jonowe;

• uwspólnienie-(współużytkowania)

elektronów

walencyjnych

-

powstaje

wiązanie kowalencyjne (atomowe) lub
donorowo-akceptorowe (koordynacyjne).

2009-11-24

3

• Rodzaj wiązania między atomami, zależy

od właściwości pierwiastków tworzących
związek chemiczny.

• Można je scharakteryzować za pomocą

elektroujemności, która jest umowną miarą
"skłonności" atomu do przyciągania
elektronów podczas tworzenia wiązania

• Pojęcie

elektroujemności

zostało

wprowadzone

przez

L.

Paulinga.

Elektroujemność to zdolność atomu do
przyjmowania elektronów.
Może być ona określana za pomocą
liczb

bezwymiarowych

-

skala

elektroujemności Paulinga.

2009-11-24

4

• Do pierwiastków elektroujemnych zalicza się

te, których atomy wykazują wyższą
tendencję do przyłączania elektronów niż do
jonizacji. Należą do nich niemetale
(najbardziej elektroujemne są fluorowce).

• Do pierwiastków elektrododatnich zalicza się te,

których atomy wykazują wyższą tendencję do
jonizacji

(oddawania

elektronów)

niż

do

przyłączania elektronów. Należą do nich metale.

Istota i typy wiązań chemicznych

• Aby utworzona cząstka była trwała, musi być

uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład
oddzielne atomy.

• Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien

być energetycznie korzystny, a więc powinien
prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii.

• Te trwałości energetycznie osiągają cząsteczki przez

utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi
się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w
wyniku "uwspólnienia" elektronów walencyjnych
reagujących z sobą atomów.

2009-11-24

5

Podstawowe wielkości

charakteryzujące wiązanie

- energia dysocjacji (energia wiązania)

- odległość pomiędzy atomami (długość

wiązania)

- kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt

walencyjny).

Ze wzrostem długości wiązania zmniejsza się

energia dysocjacji czyli energia wiązania.

Ze wzrostem liczby atomowej atomów tworzących

cząsteczkę wzrasta długość wiązania

.

Chemia nieorganiczna, St. Hojewska

2009-11-24

6

Wyróżnia się kilka typów wiązań

chemicznych

• wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne
• wiązanie atomowe czyli kowalencyjne
• atomowe (kowalencyjne) splaryzowane - pośrednie
• wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
• wiązanie wodorowe
• wiązanie międzycząsteczkowe - wiązanie siłami van der

Waalsa

• wiązanie nie zlokalizowane
• wiązanie metaliczne
• wiązanie hydrofobowe - używane tylko w biochemii
• wiązanie klatratowe

Teorie wiązań

Elektronowa teoria wiązania chemicznego opiera

się na trwałości konfiguracji oktetowej i w
sposób jednolity na podstawie reguły oktetu
wyjaśnia różne typy i liczby wiązań w
związkach chemicznych.

W

czasach

nam

współczesnych rozwinięciem

kwantowej teorii atomu jest kwantowa teoria
tworzenia wiązań chemicznych

.

2009-11-24

7

Pierwiastki dążą do osiągnięcia oktetu (lit i beryl -

dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej -

dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.

• Atomy gazów szlachetnych różnią się od atomów

innych pierwiastków zapełnionymi powłokami
elektronowymi (całkowicie) - taka konfiguracja
powoduje, że helowce są najbardziej biernymi
chemicznie pierwiastkami.

• Teoria ta nazywana jest elektronową teorią

wiązania chemicznego.

Teorię powstawania wiązań
wprowadzili Kossel i Lewis

Elektronowa teoria wiązania

chemicznego

• Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)
• Wiązania jonowe występują w układach złożonych

z

atomów

skrajnie

różniących

się

elektroujemnością.

• W czasie powstawania wiązania jonowego atom

pierwiastka

elektrododatniego

oddaje,

a

atom

pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony.

Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach,

przyciągające

się

dzięki

działaniu

sił

elektrostatycznych.

2009-11-24

8

Wiązania jonowe

• Powszechnie znanym przykładem wiązania

jonowego jest wiązanie między jonem sodu
i jonem chloru w chlorku sodowym Na

+

Cl

-

lub miedzy jonami magnezu i chloru w
chlorku magnezu Cl

-

Mg

2+

Cl

-

.

Na ) 2 ) 8 )

Na

+

) 2 ) 8

Cl ) 2 ) 8 )

Cl

-

) 2 ) 8 ) 8

Na :Cl

Mg ) 2 ) 8 )

Mg

2+

) 2 ) 8

Cl ) 2 ) 8 )

Cl

-

) 2 ) 8 ) 8

Cl ) 2 ) 8 )

Cl

-

) 2 ) 8 ) 8

Cl: Mg :Cl

MgCl

2

1

7

2009-11-24

9

• W podanych przykładach konfigurację

oktetową osiąga się przez przesunięcie
elektronu(ów)

od

mniej

do

bardziej

elektroujemnego atomu.

• NaCl - jon sodu osiąga konfigurację helowca

występującego

przed

nim

w

układzie

okresowym Ne, a jon chloru -

konfigurację

helowca

występującego

po

nim

-

Ar.

Podobnie w

cząsteczce MgO.

Związki zawierające wiązania jonowe składają
się zatem z dodatnich i ujemnych jonów
rozmieszczonych na przemian w przestrzeni.

Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy

jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich
kierunkach uprzywilejowanych,

np. wyróżnienie kierunków wartościowości.

Siły działające w układach o wiązaniu jonowym
są znaczne - temperatura topnienia i wrzenia
tych związków jest stosunkowo wysoka.

2009-11-24

10

NaCl

Sieć krystaliczna chlorku sodu

Wiązanie atomowe

(kowalencyjne)

• Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają

również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków
elektroujemnych o takich samych wartościach
elektroujemności.

• Podobnie jak w wiązaniu jonowym, wiążące sie

atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej
najbliższego gazu szlachetnego.

• Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H

2

,

Cl

2

, O

2

, N

2

itp.

2009-11-24

11

przykłady

• H + H H H

H H

• O + O O O

O O

• N + N N N

N N

-1e

+1

+1

+1

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

spolaryzowane

• Wiązanie

atomowe

spolaryzowane

jest

wiązaniem pośrednim między jonowym a
atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze

sobą atomy pierwiastków różniących się

elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w
przypadku tworzenia wiązania jonowego.

• Cecha charakterystyczną tego wiązania jest

przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy
w kierunku atomu pierwiastka bardziej
elektroujemnego.

2009-11-24

12

przykład

• Jednym z przykładów tego wiązania może być

połączenie chloru i wodoru w cząsteczce
chlorowodoru.

• Wspólna para elektronowa w cząsteczce H--Cl jest

silniej przyciągana przez atom chloru niż przez
atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku
atomu

chloru.

Tak

spolaryzowane

wiązanie

atomowe przedstawiamy w następujący sposób:

H-Cl

2009-11-24

13

Dipol -Moment dipolowy

• 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

u = q x l

gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami
ciężkości " odmiennych ładunków.

Wielkości momentów dipolowych cząsteczek bada się za

pomocą pomiaru przenikalności dielektrycznej związku

.

Substancja

Moment

dipolowy

u

Przenikalność
dielektryczna

C

6

H

6

CCl

4

CH

4

(ciekły)

NH

3

CH

3

OH

C

2

H

5

OH

H

2

O

H

2

O (lód)

CH

3

Cl

0
0
0
1,44
1,62
1,66
1,84
0
1,56

2,27
2,24
2
22
33
25,7
80,1
3,2
5,8

2009-11-24

14

Wiązanie donorowo-akceptorowe

(koordynacyjne)

• Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od

wiązania

atomowego

lub

atomowego

spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących

wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch

łączących się atomów.

• Najprostszym

przykładem

powstawania

wiązania

donorowo-akceptorowego

jest

tworzenie

się

jonu

amonowego

H

H

3

O

+

O + H

+

= H-O-H

H

H

+

związki kompleksowe

• Połączenia, w których występują wiązania

koordynacyjne noszą nazwę związków
koordynacyjnych, związków kompleksowych,
albo po prostu kompleksów.

• W związku kompleksowym wyróżnia się atom

centralny i cząsteczki koordynowane zwane
ligandami.

2009-11-24

15

przykład

Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową

przyłącza (dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób
powstawania tego wiązania jest inny niż powstawanie trzech
pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem.

Po utworzeniu jednak wiązania donorowo-akceptorowego wszystkie

cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.

• Przykładem ligandów są cząsteczki: NH

3

, H

2

O,

CO, jony Cl

-

, OH

-

, N

2

H

5

+

.

• Akceptorami mogą być cząsteczki obojętne np.

BF

3

lub jony metali np. Ag

+

, Cu

2+

, Al

3+

, Zn

2+

itp.

• W związkach kompleksowych metali jon metalu

będący akceptorem przyjmuje zwykle kilka par
elektronowych.

2009-11-24

16

Liczba koordynacyjna

• Liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor

podczas tworzenia kompleksu nazywa się liczbą

koordynacyjną akceptora i zwykle wynosi 2, 4, 6, 8.

• np. kation cynkowy Zn

2+

ma 28 elektronów. Po

przyłączeniu czterech par elektronowych z czterech

cząsteczek amoniaku uzyskuje on konfigurację

elektronową kryptonu

36

Kr.

• Zn

2+

+ 4NH

3

--> [Zn(NH

3

)

4

]

2+

• liczba koordynacyjne dwudodatniego jonu cynkowego

wynosi cztery.

Związki koordynacyjne

• Wiązanie atomowe koordynacyjne dla

odróżnienia od normalnego wiązania

atomowego zaznacza się za pomocą

strzałki, której ostrze skierowane jest w
kierunku akceptora.

2009-11-24

17

H – O

O

s

O = S O

H –O

O

O

H – O – N= O

O = N – O – N =O

O

O

O

Właściwości

• wiązania koordynacyjne występują pomiędzy metalem a

koordynowaną cząsteczką lub jonem ujemnym.

• liczba elektronów dookoła centrum koordynacji jest równa liczbie

elektronów w atomie najbliższego, cięższego gazu szlachetnego.

• są związki, w których podana reguła nie obowiązuje.
• np. jest [Ag(NH

3

)

2

]

+

W związkach tego typu zaobserwowano także inną prawidłowość

wykazującą jednak również odstępstwa, a mianowicie przyłączania się

ligandów

• do jonów jednododatnich - dwa
• do jonów dwudodatnich - cztery
• do jonów trójdodatnich - sześć.

2009-11-24

18

Poniżej podano zgodnie z tą reguła, przykłady

niektórych kationów

i anionów

zespolonych.

[Cu(NH

3

)

2

]

+

, [Cu(NH

3

)

4

]

2+

, [Co(NH

3

)

6

]

3+

[Ag(NH

3

)

2

]

+

, [Zn(NH

3

)

4

]

2+

, [Cr(NH

3

)

6

]

3+

[Au(NH

3

)

2

]

+

, [Cd(NH

3

)

4

]

2+

[AgCl

2

]

-

, [Zn(CN)

4

]

2-

, [Al(OH)

6

]

3-

[Ag(CN)

2

]

-

, [ZN(OH)

4

]

2-

, [Fe(CN)

6

]

3-

Ligand wodny

• W roztworach wodnych wewnętrzna strefa

koordynacyjna utworzona jest z cząsteczek wody, które

mogą być zastąpione silniej wiążącym ligandem.

• Dla roztworów wodnych liczbą koordynacyjną określa

się liczbę przyłączonych ligandów z pominięciem

cząsteczek wody.

• W jonach kompleksowych, np. [Fe(H

2

O)

5

NCS]

2+

i

[Fe(H

2

O)(NCS)

5

]

2-

liczba koordynacyjna wynosi

odpowiednio 1 i 5
a ogólna liczba koordynacyjna ma wartość 6.

2009-11-24

19

Ligandy mogą być dwukoordynacyjne, np

• Trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne np. kwas

etylenodwuaminoczterooctowy

WIĄZANIE METALICZNE

• powstanie wiązania metalicznego polega na

przekształceniu atomów tego samego
metalu lub atomów różnych metali w zbiór
kationów i swobodnie poruszających się
między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie
stałym lub ciekłym.

2009-11-24

20

W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu

lub stopu są obsadzone przez kationy
wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół
węzła, zdelokalizowane elektrony są swobodnie
w obrębie całego kryształu, (podobnie drobiny
substancji w stanie gazowym).

Z tego względu mówi się o gazie elektronowym

(chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.

Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się

w swoich położeniach dzięki przyciąganiu
elektrostatycznemu elektronów

Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem

metalicznym:

• dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można

uzasadnić ruchliwością elektronów należących do gazu
elektronowego;

• połysk metaliczny - pod wpływem światła widzialnego,

elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują

drgania o częstotliwości promieniowania padającego.

• charakterystyczny połysk metalu - taką samą

częstotliwość mają promienie odbite jak promienie padające,
co postrzegamy jako;

• plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się

brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc

można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować

pęknięcia metali

2009-11-24

21

Przykład: wiązanie metaliczne

+2

+2

+2

+2

+2

+2

+2

+2

+2

WIĄZANIE WODOROWE

oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie

związanym atomem wodoru i należącym do innej

cząsteczki

atomem

silnie

elektroujemnym,

dysponującym

wolną

parą

elektronową.

Atom

wodoru

(proton)

może

byś

związany

równocześnie z dwoma atomami, jeśli mają one małe
wymiary i dużą elektroujemność.

Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach

wodoru

z

fluorem,

chlorem,

tlenem,

azotem.

Wiązanie

wodorowe

występuje

np.:

między

cząsteczkami wody.

2009-11-24

22

Przykłady

H – O

..........

H – O

............

H – O

............

H – O

H

H H

H

H – Cl

.............

H – Cl

............

H – Cl

H – F

H

H

H

H – N:

.............

H – N:

...........

H – N:

H

H

H

Porównanie temperatur wrzenia związków wodoru z pierwiastkami rodziny

głównej 5-7. (od lewej do prawej)

Krzywa 1 NH

3

, PH

3

, AsH

3

, SbH

3

.

Krzywa 2:H

2

O, H

2

S, H

2

Se, H

2

Te.

Krzywa 3: HF, HCl, HBr, HI.

2009-11-24

23

Wyróżnia się także wiązania wodorowe

wewnątrzcząsteczkowe (wewnętrzne) powstające w

wyniku oddziaływania podstawników występujących

w tej samej cząsteczce.

Spośród związków izomerycznych, związki z wewnętrznym

wiązaniem wodorowym, charakteryzują się najniższą
temperaturą topnienia i wrzenia, najniższą prężnością
pary, barwnością, itp.

Energia wiązań wodorowych

Energia w kJ/mol
• O-H...O

12,5 - 33,4

• O-H...N

16,7 - 29,3

• N-H...O

12,5 - 16,7

• N-H...N 5,4 - 20,9
• F-H...F 20,9 - 33,4

2009-11-24

24

Długość wiązań i energia dysocjacji niektórych

cząsteczek dwuatomowych

Związek

chemiczny

Ed

(kcal/mol)

L

(

o

A)

H

2

F

2

Cl

2

Br

2

I

2

104

37
59
46

36

o,72
1,42
1,99
2,28

2,67

HF

HCl
HBr

HI

NO

135
103

87

71,4

150

0,92
1,27
1,41
1,61

1,151

O

2

CO

N

2

119
256
226

1,207
1,128
1,094

Wiązania niezlokalizowane

W cząsteczkach związków o izolowanych wiązaniach

wielokrotnych

elektrony

są

zlokalizowane

w

określonej przestrzeni pomiedzy dwoma atomami

węgla. W cząsteczkach o łańcuchach węglowych,

zawierających układ sprzężonych wiązań podwójnych,
np. C=C-C=C-C=C- elektrony mogą przesuwać się

wzdłuż łańcucha co prowadzi do wyrównania gęstości
elektronowej

w

całym łańcuchu - delokalizacja

elektronów.

Przykładem - cząsteczka butadienu C = C – C = C
Układy zdelokalizowane charakterystyczne są dla arenów

(związków aromatycznych).

Przykładem - cząsteczka benzenu.H

2

C=CH-CH=CH

2

2009-11-24

25

Wiązania van der Waalsa

(międzycząsteczkowe)

• Opisane

wcześniej

typy

wiązań

chemicznych tłumaczą łączenie się atomów
i jonów w cząsteczki w stanie stałym,

ciekłym i gazowym, natomiast nie tłumaczą
dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą

obojętne cząsteczki albo atomy helowców.
To łączenie się między sobą obojętnych

cząsteczek i helowców tłumaczy się

występowaniem sił van der Waalsa.

W tablicy podane są przykłady atomów gazów

szlachetnych pomiędzy którymi działają jedynie siły

van der Waalsa utrzymując je razem.

Pierwias
tek

erg * cm

6

Temperatura

wrzenia

(kcal/mol)

He

1,2

-269

o

C

Ar

52,0

-185

o

C

Xe

217,0

-108

o

C

2009-11-24

26

Siły van der Waalsa

• są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i

jąder w czasteczkach. - polegają one na przyciąganiu się
szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli. W wyniku
ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego
na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom
wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej
sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne dipole, które
wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania
się, wzajemną polaryzację elektronową.

Siły van der Waalsa

• są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek

(kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w
cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą
nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w
smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta
również jest zauważalna dla temperatur wrzenia -
substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie
temperatury wrzenia, a o małej masie cząsteczkowej - niskie
temperatury wrzenia

2009-11-24

27

Przykład

Do opisu wiązań chemicznych w cząsteczce stosuje

się najczęściej jedną z dwóch metod (teorii):

1) metoda wiązań walencyjnych (VB)
2) metoda orbitali molekularnych (MO) polega na

traktowaniu cząsteczki jako całości, w której

• elektrony poruszają się pod wpływem jąder i

pozostałych elektronów;

• każdy elektron należy do cząsteczki jako całości;
• rozkłady przestrzenne elektronów w cząsteczce

nazywa się orbitalami molekularnymi
(cząsteczkowymi).

2009-11-24

28

Metoda (teoria) orbitali

molekularnych (MO)

Teoria MO zakłada, że zachowanie się

elektronu w cząsteczce opisuje orbital
molekularny (cząsteczkowy), podobnie jak
zachowanie elektronu w atomie opisuje
orbital atomowy.

• orbital atomowy → orbital jednocentrowy
• orbital molekularny → orbital dwu- lub

wielocentrowy

• Hybrydyzacja orbitali atomowych to

tworzenie się nowych, jednakowych

orbitali atomowych w wyniku zmieszania

orbitali typu s, p i d atomu centralnego.

• Pojęcie hybrydyzacja orbitali atomowych

przyczynia się do wyjaśnienia struktury

związków, trwałości wiązań między

pierwiastkami, które je tworzą oraz ich

wartościowości

Hybrydyzacja

2009-11-24

29

dwa na pozór podobne związki np. BF

3

i NH

3

(chodzi

oczywiście o stechiometrie), tworzą cząsteczki o różnym

kształcie. BF

3

jest płaska. W cząsteczce NH

3

w kształcie

piramidy, atom azotu znajduje się w jej wierzchołku

Hybrydyzacja

• każda para elektronów chce zająć takie miejsce w przestrzeni, by

do drugiej pary elektronów była jak największa odległość. W
przypadku BF

3

mamy do czynienia z trzema parami elektronów

wiążących.

• W przestrzeni ułożą się one tak, by kąty między wiązaniami

wynosiły 120

o

(cząsteczka płaska), wtedy oddziaływania między

parami elektronów wiążących będą najmniejsze.

• W przypadku czterech par elektronów, (cząsteczka amoniaku)

trzy pary wiążące i jedna para elektronów wolnych, zajmą takie

miejsce w przestrzeni, by kąty między orbitalami, na których one

się znajdują, wynosiły 109,5

o

. Natomiast z nakładania się trzech

orbitali p azotu (p

x

p

y

p

z

) z trzema orbitalami s wodoru wynika

raczej kąt 90

o

2009-11-24

30

Rodzaj Hybrydyzacji

digonalna
trygonalna

tetragonalna
kwadratowa

bipiramidalna dsp

3

oktaedryczna

bipiramidalna d

3

sp

3

Orbitale atomowe
uczestniczące w hyb.
sp
sp

2

sp

3

dsp

2

dsp

3

d

2

sp

3

d

3

sp

3

Przykłady związków

C

2

H

2,

BeCl

2

, CO

2

, CaH

2

C

2

H

4,

BCl

3

, CH

3

+, CO

3

-2

,

NO

3

-

, NO

2

-

, PbCl

3

CH

4,

SO

4

2-

, NH

4

+

, CH

4

,

NH

3

, CH

3

-, H

2

O

[Ni(CN)

4

]

2-

PCl

5

[Fe(CN)

6

]

4-

IF

6

Hybrydy i ich kształty

sp

sp

2

sp

3

dsp

3

d

2

sp

3

d

3

sp

3

2009-11-24

31

Interpretacji kształtu cząsteczki

metanu CH

4

• Dwa wiązania C-H, tworzone są z udziałem dwóch orbitali p węgla i

orbitali pochodzących od dwóch atomów wodoru (kąty 90

o

).

• Kolejne wiązania, powinny być wiązaniami koordynacyjnymi. Trudno

sobie wyobrazić, by węgiel, jedno wiązanie utworzył będąc donorem,
a drugie akceptorem pary elektronowej:

• Jeszcze trudniej będzie dokonać obliczeń, by zgadzały się z faktami

doświadczalnymi - wszystkie wiązania równocenne, kąty między
nimi 109,5

o

.

•

orbital 2s i 3 orbitale p węgla ulegają wymieszaniu (hybrydyzacji), tworząc cztery nowe,

jednakowe orbitale zhybrydyzowane. Orbitale te, w przestrzeni ułożą się tak, by kąty

między nimi wynosiły właśnie 109,5

o

.

•

Z uwagi na to, że orbitale te powstały z jednego orbitalu s i trzech orbitali p, nazwiemy je
orbitalami sp

3

:

•

s + 3p → 4sp

3

•

Otrzymane orbitale zhybrydyzowane, mają nieco mniejszą energię niż orbitale

wyjściowe. Cały proces hybrydyzacji myślowo można podzielić na następujące etapy:

-

wzbudzenie atomu związane z promocją jednego elektronu z orbitalu 2s na orbital 2p

-

hybrydyzacja

Wiązania tworzone są w jednym etapie.
•

Hybrydyzacja jest tylko modelem matematycznym, dzięki któremu w prosty sposób

możemy przewidzieć kształt cząsteczki (kąty jakie tworzą orbitale zhybrydyzowane

między sobą, a później gdy powstaną z nich wiązania, kąty między wiązaniami). W takim

przypadku, celowym wydaje się zapoznanie z innymi sposobami hybrydyzacji.

Hybrydyzacja sp

3

2009-11-24

32

Hybrydyzacja sp2

• Orbital s atomu węgla w stanie wzbudzonym nie musi

ulegać wymieszaniu z trzema orbitalami p. Może on ulec
hybrydyzacji jedynie z dwoma orbitalami p, np. px i py.

Oczywiście w tym przypadku, jeżeli wymieszaniu ulegają

trzy orbitale atomowe, uzyskamy również trzy orbitale

molekularne zhybrydyzowane, które nazywają się
orbitalami sp2

• s + 2p → 3sp2

Pozostaje jeszcze orbital pz leżący na osi Z

Hybrydyzacja sp

• Jeżeli wymieszaniu ulegnie orbital s z jednym orbitalem

p węgla, powstaną dwa orbitale zhybrydyzowane, które
nazwiemy orbitalami sp:

• s + p → sp

• Pozostaną dwa niezhybrydyzowane orbitale py i pz

(leżące na osiach Y i Z).

• Orbitale zhybrydyzowane, będą leżały na osi X, a kąt

między nimi będzie wynosił 180

o

.

2009-11-24

33

orbitale atomowe tworzące orbitale

molekularne

cząsteczce BF

3

– sp

2

orbitale atomowe tworzące orbitale

molekularne

cząsteczce CH

4

– sp

3

6

C: 1s

2s

1

2px

1

2py

1

2pz

C: 1s

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

2009-11-24

34

orbitale atomowe tworzące orbitale

molekularne

cząsteczce NH

3

- sp

3

N: 1s

2

2s

2

2px

1

2py

1

2pz

1

N: 1s

2

2(sp

3

)

2

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

orbitale atomowe tworzące orbitale

molekularne

cząsteczce H

2

O

– sp

3

8

O: 1s

2

2s

2

2px

2

2py

1

2pz

1

8

O: 1s

2

2

(sp

3

)

2

2(sp

3

)

2

2(sp

3

)

1

2(sp

3

)

1

2009-11-24

35

Trzy warunki wyliczenia efektywnego

orbitalu molekularnego:

1) obu orbitalom atomowym wchodzącym w kombinację liniową

odpowiadają

porównywalne energie

;

2) orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową

pokrywają się ze

sobą

(możliwie maksymalnie);

3) orbitale wchodzące w kombinację liniową wykazują

taką samą

symetrię

w stosunku do osi łączącej obydwa jądra.

• jądro A → orbital atomowy Ψ

A

• jądro B → orbital atomowy Ψ

B

• cząsteczka A–B ⇒ orbital cząsteczkowy Ψ

AB

• Ψ*

AB

= cA · Ψ

A

– cB · Ψ

B

orbital antywiążący

• Ψ

AB

= cA · Ψ

A

+ cB · Ψ

B

orbital wiążący

energia

2009-11-24

36

2009-11-24

37

2009-11-24

38

Rząd wiązania

rząd wiązania, chem. parametr charakteryzujący wiązanie chem.,

określony jako połowa różnicy między liczbą elektronów obsadzających

orbitale wiążące a liczbą elektronów obsadzających orbitale

antywiążące; im wyższy jest rz.w., tym większa jest trwałość wiązania.

2009-11-24

39

Orbitale zdelokalizowane