Wiązania chemiczne

Teorie wiązań chemicznych

TWORZENIE

WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

Elektronowa teoria

wiązania chemicznego

Kwantowa teoria wiązania

chemicznego

Pionierem rozwoju teorii wiązania
chemicznego był R. Abegg, który
sformułował teorię oktetu.
W 1916 r. W. Kassel opisał wiązanie
jonowe, a G. Lewis wiązanie

kowalencyjne.
Jednym z podstawowych założeń obu

tych
teorii było przyjęcie, że w przypadku

gazów szlachetnych ilość ich

elektronów walencyjnych zapewnia
szczególną trwałość atomom tych
pierwiastków.

Kwantowa teoria wiązania

chemicznego
w odróżnieniu od teorii

elektronowej
stosowana jest w chemii

kwantowej
do opisu wiązań chemicznych.
Stosuje się tutaj dwa sposoby

opisu
elektronów w cząsteczce, tj.

metodą orbitali

molekularnych

metodą wiązań

walencyjnych

Elektronowa teoria wiązania chemicznego

Teoria ta zakłada, że atomy dążą do uzyskania

konfiguracji

helowca

położonego najbliżej w układzie

okresowym, czyli do uzyskania

oktetu lub dubletu

elektronów walencyjnych.

Atomy mogą to uczynić na kilka sposobów:



oddać nadmiarowe elektrony innemu pierwiastkowi
(atom metalu tworzy kation)



przyjąć brakujące elektrony od innego pierwiastka
(atom niemetalu tworzy anion)



podzielić się elektronami (uwspólnić je), w ten sposób
obydwa łączące się atomy uzyskają oktet lub dublet.

Teoria zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego
chmury elektronowe orbitali (

zawierających niesparowany

elektron

) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub

nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw.

orbitale

molekularne

Orbitale atomowe, które opisując elektrony walencyjne

atomów wchodzących w skład cząsteczki, spełniają
następujące warunki:



mają porównywalne energie,



wzajemnie się nakładają,



wykazują jednakową symetrię w stosunku do prostej łączącej
jądra atomów.

Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa
energetycznie różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko
energetyczny) wiążący i jeden (wysoko energetyczny)
antywiążący.

Energia orbitali atomowych i
molekularnych

Kwantowa teoria wiązania
chemicznego

Typy wiązań ze względu na typ orbitali molekularnych



Orbital typu σ (sigma)

powstaje przy czołowym nakładaniu się orbitali

atomowych; gęstość elektronowa największa wzdłuż osi wiązania.

s-s

s-p

p-p



Orbital typu π (pi)

powstaje przy bocznym nakładaniu się orbitali

atomowych; gęstość elektronowa największa nad i pod osią wiązania.

Gdy w cząsteczce występuje wiązanie wielokrotne, zawsze 1 z tych wiązań

to wiązanie

, a pozostałe

Wiązania łączące oba atomy sąsiadujące ze sobą to

wiązania zlokalizowane

(dwucentrowe). Wiązania obejmujące kilka atomów noszą nazwę

zdelokalizowanych

(wielocentowych) – np. sekstet elektronowy w benzenie.

Rodzaje wiązań ze względu na różnicę elektroujemności



wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane , dla 0 ≤ ΔΕ < 0,4



wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, dla 0,4 ≤ ΔΕ ≤ 1,7

wyjątki:

w halogenowodorach HX zawsze jest wiązanie

spolaryzowane nawet wtedy, gdy różnica elektroujemności wskazuje

na jonowe (np. HF)



wiązanie jonowe

dla ΔΕ > 1,7

wyjątki:

niezależnie od wartości ΔΕ występuje ono w tlenkach,

wodorkach, wodorotlenkach i solach metali aktywnych (litowce,

berylowce bez berylu)



wiązanie metaliczne – elektrony walencyjne wszystkich atomów
metalu tworzą gaz elektronowy – luźno związane elektrony.

Procentowy udział wiązania jonowego w zależności

od różnicy elektroujemności

Różnica

elektroujemno

ści

% udział

wiązania

jonowego

Różnica

elektroujemno

ści

% udział

wiązania

jonowego

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

1,8

2,0

2,2

2,4

2,6

2,8

3,0

3,2

Znany jest przybliżony związek między elektroujemnością a udziałem

charakteru jonowego pojedynczego wiązania między atomami A i B.

Związek taki przedstawiono w tablicy poniżej.

Wiązanie jonowe



Polega na wzajemnym elektrostatycznym oddziaływaniu
przeciwnie naładowanych jonów, powstałych w wyniku
przejścia jednego lub kilku elektronów z danego atomu na
drugi, bardziej elektroujemny.



Nie tworzą się osobne cząsteczki, lecz powstaje

sieć

krystaliczna

naprzemiennie ułożonych jonów o przeciwnych

ładunkach .



Wiązania jonowe występują w związkach: wodorki, tlenki,
wodorotlenki metali aktywnych, sole.

Przykłady związków o budowie jonowej:

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane



Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane powstaje na skutek

silniejszego przyciągania wspólnej pary lub par elektronów
przez bardziej elektroujemny atom.



Występuje w cząsteczkach tlenków, wodorków niemetali oraz
kwasów nieorganicznych.



Pojawia się

moment dipolowy μ

wiązania, czyli miara

przesunięcia elektronów tworzących wiązanie chemiczne w
kierunku jądra pierwiastka bardziej elektroujemnego w
heterocząsteczkach.



Moment dipolowy wiązania oblicza się:

μ = q · l

(q – cząstkowy ładunek elektryczny [C],l- odległość miedzy
środkami ciężkości ładunków elektrycznych [m])



Przykłady:

Wiązanie koordynacyjne



Wiązanie koordynacyjne to wiązanie, w którym

jedna lub

kilka wspólnych par elektronów pochodzi od jednego
atomu

, a drugi daje tylko dla tych par niewypełnioną

przestrzeń orbitalną (lukę elektronową).



Inna nazwa to

wiązanie akceptorowo-donorowe

(donor –

atom dający parę elektronów, akceptor – atom
przyjmujący tę parę).



Występuje w wielu wyższych tlenkach niemetali, kwasach
tlenowych i związkach koordynacyjnych – kompleksowych
(np. w hemoglobinie, witaminie B

, chlorofilu).



Wiązanie koordynacyjne stanowi szczególny przypadek
wiązania kowalencyjnego.



Przykłady:

Wiązanie koordynacyjne w związkach kompleksowych



Występuje tu wiązanie koordynacyjne jon metalu - ligand



W jonach po wzbudzeniu tworzą się wolne orbitale, które mogą
„przyjąć” parę elektronową ligandu - donora tej pary.

Przykłady:



[Fe(NH

)

]



Cu[(NH

)

]

Wiązanie metaliczne



Polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub
atomów różnych metali

w sieć krystaliczną kationów

swobodnie poruszających się między nimi elektronów –
zwanych

„gazem elektronowym”.



Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub
ciekłym.



Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się w
swoich położeniach dzięki przyciąganiu elektrostatycznemu
elektronów.



Model budowy wewnętrznej metalu:

Właściwości związków jonowych i kowalencyjnych

Cechy substancji

Substancje jonowe

Substancje kowalencyjne

Rodzaj wiązań

jonowe

kowalencyjne
niespolaryzowane lub
słabo spolaryzowane

Budowa wewnętrzna

tworzą jonową sieć
krystaliczną

czasami tworzą kryształy
(np. C jako diament i
grafit, siarka jako S

fosfor jako P

)

Stan skupienia

stały

stały, ciekły lub gazowy

Przewodnictwo prądu

przewodzą prąd po
stopieniu lub
rozpuszczeniu w wodzie

zwykle nie przewodzą
prądu

Rozpuszczalność

dobrze rozpuszczalne w
rozpuszczalnikach
polarnych np. w wodzie

dobrze rozpuszczalne w
rozpuszczalnikach
niepolarnych np.
acetonie.

Dysocjacja jonowa

zachodzi

zwykle nie zachodzi

Szybkość reagowania

szybko reagują

reagują wolno

Temperatury wrzenia i
topnienia

wysokie

niskie (z wyjątkami)

Rodzaje substancji tego
typu

tlenki metali
wodorotlenki
sole

pierwiastki niemetaliczne
tlenki niemetali
kwasy

Oddziaływania międzycząsteczkowe



Wiązania wodorowe

tworzą się pomiędzy atomem wodoru

związanym z atomem o dużej elektroujemności (F,O,N) a
atomem z wolnymi parami elektronowymi. Wiązania te
występują w wodzie w stanie ciekłymi, stałym oraz w wielu
innych substancjach. Mogą występować między różnymi
częściami jednej dużej cząsteczki, stabilizując jej strukturę
(np. w kwasach nukleinowych, białkach).



Oddziaływania dipol–dipol

występują między polarnymi

cząsteczkami (jednakowymi lub różnymi), które przyciągają
się wzajemnie różnoimiennymi biegunami.



Siły van der Waalsa

występują między blisko położonymi

grupami chemicznymi, są to oddziaływania między
niepolarnymi cząsteczkami lub atomami, powstające w
wyniku deformacji ich chmur elektronowych.

Hybrydyzacja



To proces, który jest matematycznym przekształceniem funkcji
falowych, opisujących elektrony różnych podpowłok w funkcje
falowe opisujące elektrony równocenne energetycznie i
zajmujące orbitale równoważne geometrycznie (molekularne).



Uzyskane nowe orbitale

(hybrydy) mają taki sam kształt

konturu i energię.



Reguły hybrydyzacji orbitali pierwiastków grup głównych:

•

podczas powstawania wiązań chemicznych następuje
hybrydyzacja nie tylko orbitali uczestniczących w
powstawaniu wiązań, ale również wszystkich orbitali
walencyjnych zawierających

elektrony niewiążące (pary).

•

nie ulegają hybrydyzacji

orbitale tworzące wiązanie π

•

ilość orbitali

hybrydyzowanych równa jest ilości wyjściowych

orbitali atomowych o różnych energiach i kształtach.

Typy hybrydyzacji

Typ

hybrydyzacji

Ilość orbitali

tworzących

hybrydę

Układ

przestrzenn

Kąty

między

wiąza-

niami

Ilość orbitali

zhybrydyzowany

Hybrydyzacj

a digonalna

1 orbital typu

liniowy

180

2 orbitale typu

Hybrydyzacj

trygonalna

1 orbital typu

2 orbitale typu

orbitale

skierowane

wierzchołko

m ∆

foremnego

120

3 orbitale typu

Hybrydyzacj

tetraedrycz

1 orbital typu

3 orbitale typu

4 orbitale

ustawione

są w

kierunku

wierzchołkó

czworościan

u foremnego

109

4 orbitale typu

Metoda VSEPR (Vallence Shall Electron Pair

Repulsion)



Metoda pozwala na ustalenie kształtu cząsteczki na podstawie
odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej.



Zakłada ona, że część elektronów bierze udział w tworzeniu wiązań
(

elektrony wiążące

), a część - nie (

elektrony niewiążące

– wolne

pary elektronowe).



Pary elektronów obu typów odpychając się wzajemnie zajmują w
przestrzeni położenia najbardziej oddalone od siebie.



Znając całkowitą liczbę par elektronowych można przewidzieć ich
ustawienie, czyli kąty między wiązaniami w cząsteczce.

odpychanie par e

wiązania < odpychanie para e

wiązania i wolna para e

odpychanie 2 wolnych par e



W celu określenia budowy przestrzennej należy ustalić łączną
liczbę par elektronowych decydujących o geometrii czyli

Lp –

liczbę przestrzenną

(zgodną z ilością hybryd atomu centralnego):

Lp = Lpσ+ Lwpe

Wzory do określania kształtu cząsteczki

Dla związku o wzorze ogólnym :

B n H m ,

gdzie :

A-

atom centralny, B - pierwiastek grupy głównej, H- atom

wodoru

n – liczba atomów B , m – liczba atomów H w cząsteczce



Liczba przestrzenna: L

= L

wpe

+ n + m,

gdzie:



Liczba wolnych par e

: L

wpe

= ½ L

wal

– 4n – m,

gdzie:



wal

to suma e

walencyjnych wszystkich atomów pomniejszona

(dla kationu) lub powiększona (dla anionu) o ładunek jonu



Kolejność obliczeń: L

wal

wpe

, L



Ilość wiązań σ = m+ n ;



Ilość wiązań π = 4 – Lp (dla

z grup 14-18)

Moment dipolowy cząsteczki μ



Moment dipolowy cząsteczki to

suma wektorowa

momentów dipolowych poszczególnych wiązań



Cząsteczka jest polarna, gdy μ

≠ 0, momenty dipolowe

wiązań nie znoszą się , cząsteczka ma

niesymetryczny

rozkład ładunków elektrycznych są dipolami.
Przykłady:

O, H

S , HF, HCl, HBr, HI, NH



Cząsteczka jest niepolarna, gdy μ

= 0, momenty

dipolowe wiązań są przeciwnie skierowane

„symetryczne” i

znoszą się

lub brak w cząsteczce wiązań kowalencyjnych

spolaryzowanych.
Przykłady:

, SO

, CH

, CCl

są niepolarne, chociaż

momenty dipolowe wiązań są różne od zera, jednak rozkład
ładunku elektrycznego jest symetryczny;

, O

, N

, SiH

, bo brak wiązań kowalencyjnych

spolaryzowanych.

Sposób określania momentu dipolowego

wybranych cząsteczek

CCl

μ = O

niepolarna

μ = O

niepolarna

μ ≠ O

polarna

μ ≠ O

polarna

δ+

C
l

δ+

δ-

δ+

Document Outline