WIĄZANIA CHEMICZNE - Egzamin chemia - steciuczek
advertisement
WIĄZANIA CHEMICZNE.doc (11337 KB) Pobierz WIĄZANIA CHEMICZNE Odkrycie wewnętrznej struktury atomów ujawniło istnienie różnych rodzajów wiązań chemicznych i wykazywało, że proces tworzenia wiązania chemicznego wynika z wzajemnego oddziaływania zewnętrznych elektronów dwóch zbliżających się do siebie atomów. Podstawowa przyczyną łączenia się atomów w cząsteczki jest dążenie układu do zmniejszenia posiadanej energii. W grudniu 1915 r Gilbert Lewis, a w styczniu 1916 r Walter Kossel opublikowali niezależnie od siebie elektronową teorię wiązania chemicznego. Warunkuje ona utworzenie wiązania chemicznego w następujący sposób: gdy pierwiastki łączą się w związek, wówczas ich atomy dążą do uzyskania konfiguracji walencyjnej najbliższego w układzie okresowym helowca. Pierwiastki mogą uzyskiwać trwałą konfigurację walencyjną dwiema drogami: - drogą wymiany elektronów, która prowadzi do powstania wiązań jonowych, - drogą uwspólnienia elektronów, która prowadzi do powstania wiązań atomowych, kowalencyjnych spolaryzowanych i koordynacyjnych. W przypadku pierwiastków grup głównych uzyskanie oktetu drogą międzyatomowej wymiany elektronów polega bądź na oddaniu wszystkich elektronów walencyjnych innemu atomowi, bądź na pobraniu tylu elektronów, aby łącznie z ich własnymi elektronami walencyjnymi było osiem. Atomy pobierające elektron uzyskują strukturę helowca kończącego dany okres. Jeżeli atom oddaje wszystkie elektrony walencyjne z powłoki n to automatycznie powłoką zewnętrzną staje się powłoka n-1, ta zaś jest trwałą, najczęściej oktetową powłoką helowca zamykającego okres poprzedni. Atom pozbawiony elektronu przestaje być elektrycznie obojętny. Przybiera on ładunek dodatni, ponieważ liczba protonów w jądrze pozostaje bez zmian i liczba ładunków dodatnich jądra przewyższa liczbę elektronów. Każdy atom obdarzony ładunkiem elektrycznym (dodatnim lub ujemnym) nazywa się jonami, przy czym jon dodatnio naładowany nosi nazwę kationu, a ujemnie naładowany – anionu. Wymiary jonów są inne niż wymiary ich macierzystych atomów. Usunięcie elektronu powoduje zmniejszenie odpychania między elektronami. Dzięki temu chmura elektronowa staje się bardziej zwarta, elektrony zbliżają się do jądra i zostają silniej z nimi związane. W konsekwencji wszystkie kationy są mniejsze niż atomy, z których się utworzyły: Natomiast wszystkie aniony są większe niż macierzyste atomy. Przyłączenie elektronu powoduje zwiększenie siły odpychania między elektronami i wzrost wymiarów chmury elektronowej: Teoretycznie atom każdego pierwiastka może uzyskać trwałą konfigurację zarówno oddając jak i pobierając elektrony. Usunięcie elektronu z atomu wymaga zawsze doprowadzenia energii (): atom + kation + elektron natomiast proces przyłączenia elektronu do obojętnego atomu jest na ogół egzoenergetyczny: atom + elektron anion + minimalna energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu nosi nazwę energii jonizacji. Energia wymieniana między atomem i otoczeniem wskutek pobrania elektronu przy tworzeniu jonu ujemnego jest nazywana powinowactwem elektronowym. Do utworzenia wiązania chemicznego drogą międzyatomowej wymiany elektronów może dojść tyko wtedy, gdy przyrost energii układu związany z jonizacją będzie mniejszy niż łącznie obniżenie energii układu wywołane przyłączeniem elektronu i przyciąganiem międzyjonowym. Największe szanse spełnienia takiego warunku ma para pierwiastków, z których jeden wykazuje niską energię jonizacji, a drugi wysokie powinowactwo elektronowe. Zdolność do pobierania elektronów jest nazywana elektroujemnością, cecha odwrotna – tendencja do oddawania elektronów – elektrododatnością. WIĄZANIE JONOWE Polega na elektrostatycznym przyciąganiu się jonów. Do takiego wiązania może dojść, gdy zbliżające się do siebie elektrony różnią się znacznie od siebie elektroujemnością. W przeciwnym przypadku następuje uwspólnienie elektronów prowadzące do powstania wiązania kowalencyjnego. Wystarczająco duża różnica w elektroujemności warunkuje powstanie wiązania jonowego. W chlorku sodu NaCl zarówno sód jak i chlor są pierwiastkami jednowartościowymi, jednak dla sodu oznacza fakt oddania jednego elektronu, a dla chloru fakt pobrania jednego elektronu. Dlatego też wartościowości informują o liczbie elektronów oddanych w procesie tworzenia wiązań jonowych – elektrowartościowością dodatnią, gdy mowa o pobieranych elektronach to elektrowartościowość ujemna. Tworzą się wtedy związki stałe o dużych siłach kulombowskich oddziaływania różnoimiennych jonów. Prowadzi to do regularnego ułożenia jonów względem siebie w przestrzeni i do krystalicznej budowy związku jonowego. Kryształ jonowy jest jedną wielką cząsteczką, w której dodatnie i ujemne jony w ilości zapewniającej elektroobojętność tworzą określoną sieć krystaliczną. Energie sieciowe, czyli energie, jakie należy dostarczyć, aby mol substancji krystalicznej rozłożyć na atomy lub jony i rozsunąć na nieskończenie dużą odległość, są duże i wynoszą 781 kJ/mol (dla mola NaCl) czy 3292 kJ/mol (dla MgO). Z tego powodu związki jonowe mają wysokie temperatury topnienia. Po stopieniu związek jonowy przewodzi prąd elektryczny. Związki jonowe łatwo rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, takich jak woda czy amoniak. Przewaga wiązania jonowego w związkach chemicznych występuje wówczas, gdy różnica w elektroujemności łączącego się metalu i niemetalu jest wyższa niż 1,7. Dużą przewagę wiązania jonowego mają następujące związki: - tlenki metali bloku s, - wodorotlenki metali bloku s, - wodorki metali bloku s, - sole. Zestawienie najważniejszych cech 1. związki jonowe powstają w reakcjach między pierwiastkami znacznie różniącymi się elektroujemnością, 2. proces tworzenia związku jonowego polega na powstaniu elektronu (lub elektronów) z atomu pierwiastka mniej elektroujemnego do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Oba atomy staja się jonami; pierwszy kationem, drugi anionem, 3. w stanie stałym związki jonowe tworzą jonową sieć krystaliczną, która jest cząsteczkągigantem, zbudowaną z kationów i anionów w takich proporcjach, aby kryształ jako całość był elektrycznie obojętny, 4. wzór chemiczny związku jonowego nie jest wzorem podstawowego mikroelementu strukturalnego (drobiny), wyraża jedynie stosunki stechiometryczne w układzie makroskopowym, 5. związki jonowe mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia, 6. związki jonowe w stanie ciekłym przewodzą prąd elektryczny, ponieważ zawierają zdolne do niezależnego poruszania się jony dodatnie i ujemne. WIĄZANIA ATOMOWE KOWALENCYJNE Wiązanie kowalencyjne polega na łączeniu się atomów w cząsteczki przy pomocy wspólnych par elektronowych (od jednej do trzech), występuje przede wszystkim w cząsteczkach homodwujądrowych. Jeżeli elektrony wspólnej pary pochodzą od tylko jednego z łączących się atomów, to takie wiązanie kowalencyjne nazywa się koordynacyjnym lub semipolarnym czy donorowo-akceptorowym. Przy różnicy w elektroujemności między wiążącymi się atomami wynoszącej od 0 do 0,3 jednostki – wiązanie kowalencyjne uważa się za wiązanie czyste (niespolaryzowane); przy większej różnicy w elektroujemności – wiązanie nazywa się kowalencyjnym spolaryzowanym. Zderzenie dwóch atomów różniących się elektroujemnością może doprowadzić do przeniesienia elektronu z jednego atomu do drugiego, lecz tylko przy znacznej różnicy elektroujemności. Przy niewielkiej różnicy atomy uwspólniają elektron na identycznych zasadach jak przy powstawaniu cząsteczek homojądrowych, jednak ta różni się od kowalencyjnej cząsteczki rozkładem ładunku elektrycznego. W cząsteczce HCl atom bardziej elektroujemny przyciąga wspólne elektrony bliżej siebie i deformuje chmurę elektronową i uzyskuje ładunek ujemny – ładunek cząstkowy -. Taka cząsteczka jako całość jest elektrycznie obojętna i wytworzeniu się bieguna ujemnego wokół atomu chloru musi towarzyszyć powstanie bieguna dodatniego + na drugim końcu cząsteczki (na atomie wodoru). Układ dwóch ładunków punktowych o równych wartościach i przeciwnych znakach oddalonych od siebie o odcinek l to dipol elektryczny. Polaryzacja czynna H deformuje sąsiedni atom – zdolność do deformowania innych atomów-, ulegają jej atomy mniejsze. Polaryzacja bierna – Cl – zdolność do polaryzowania się pod wpływem jonu ujemnego, zależy od wielkości atomu i ładunku - Im mniejsza wielkość atomu, a większy ładunek, tym większa polaryzacja czynna. Im większa wielkość atomu, a mniejszy ładunek tym większa deformacja bierna. Związki z wiązaniem kowalencyjnym to najczęściej gazy i ciecze, rzadko ciała stałe. Temperatury wrzenia czy topnienia tych związków są niskie. Związki te nie przewodzą prądu elektrycznego, często są izolatorami i rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen, benzyna). Wiązania kowalencyjne występują między niemetalami w: - cząsteczkach homoatomowych (N2, O3, S8, H2,Cl2), - tlenkach niemetali (N2O3, N2O5, CO, CO2, SO2, SO3), - wodorkach niemetali (H2O, NH3, H2S, HCl), - kwasach tlenowych (H2CO3, H3PO4, HNO2, HNO3, H2SO3, H2SO4), - innych połączeniach niemetali (NOCl, SOCl2, związki organiczne). Podsumowanie: 1. wiązanie kowalencyjne tworzą się między atomami o identycznej elektroujemności (wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane) lub między atomami o niewielkiej różnicy elektroujemności (wiązanie kowalencyjne spolaryzowane). 2. proces tworzenia wiązania kowalencyjnego polega na uwspólnieniu części lub wszystkich elektronów walencyjnych przez dwa atomu. 3. w stanie stałym związki kowalencyjne tworzą cząsteczkową sieć krystaliczną, 4. wzór chemiczny związku kowalencyjnego jest wzorem podstawowego elementu mikrostrukturalnego (drobiny), 5. związki kowalencyjne mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, 6. związki kowalencyjne w stanie ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego, ponieważ ich cząsteczki są elektrycznie obojętne jako całość, choć często są dipolami (w przypadku wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego), 7. wiązania kowalencyjne mają charakter kierunkowy. KOORDYNACYJNE Ilość elektronów uwspólnianych przez atom danego pierwiastka jest nie większa niż liczba niesparowanych elektronów; np.: w atomie azotu trzy elektrony są uwspólnione. Atom azotu może utworzyć trzy wspólne pary elektronowe z trzema atomami wodoru, zawierającymi po jednym niesparowanym elektronie. Atom azotu uzyskuje wtedy trwałą strukturę elektronową następującego po nim (w układzie okresowym) gazu szlachetnego, neonu (6Ne) – 2s22p6 – czyli oktet elektronowy, a atom wodoru uzyskuje trwałą strukturę elektronową następującego po nim gazu szlachetnego, helu (2He) – s2 – czyli dublet elektronowy. W cząsteczce amoniaku atom azotu, który ma trwałą strukturę oktetu (ośmiu elektronów) i wolną parę elektronową, może być donorem (dawcą) tej pary elektronowej i utworzyć wiązanie koordynacyjne przez przyłączenie dowolnego kwasu Lewisa, np.: protonu lub borowodoru. Powstałe wiązanie koordynacyjne nazywa się inaczej donorowo-akceptorowe. W procesie tworzenia wiązania koordynacyjnego donor uzyskuje elementarny ładunek dodatni, akceptor – ujemny. Dwa elektrony uwspólnione wytwarzają na każdym atomie taki ładunek, jak jeden elektron własny. WIĄZANIE METALICZNE Wiązanie metaliczne polega na elektrostatycznym przyciąganiu uwolnionych przez atomy metali elektronów przez dodatnie zręby atomowe metali znajdujące się w węzłach sieci krystalicznej. Uwolnione elektrony są zdelokalizowane, tzn., że nie należą do określonych dodatnich jonów metali, ale stanowią gaz elektronowy („morze elektronowe” czy „chmurę elektronową”), który od wpływem zewnętrznego pola elektronowego może się swobodnie poruszać. Utworzone jest miedzy dwoma metalami, które nie mają zapełnionej ostatniej powłoki – polega na tym, że oddane elektrony tworzą gaz elektronowy, i każdy z elektronów przyciąga zarówno Cu i Zn, teraz te pierwiastki są przyciągane przez 4 elektrony, dlatego to wiązanie jest tak silne. Nie jest spełnione prawo stałości składu Sieć krystaliczna utworzona przez dodatnie zręby metali jest siecią gęsto upakowaną w płaszczyźnie, co powoduje, że metale mają połysk metaliczny, są kowalne, odporne na uderzenia. Metale dobrze przewodzą prąd elektryczny oraz mają wysokie temperatury topnienia. WIĄZANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE WIĄZANIE WODOROWE Cząsteczki zawierające ugrupowania zdjęcie Tworzą silne wiązania wodorowe. Przykładami takich połączeń są amoniak, woda, fluorowodór. Dwie drobiny A-H i B tworzą A-H....B, w którym A i B stanowią identyczne lub różne atomy o wysokiej elektroujemności, przy czym atom B musi mieć wolną parę elektronową. Wodór, a ściślej proton jest silnie związany z atomem A i słabo z B. W takim układzie dodatnio naładowany proton jest przyciągany równocześnie, aczkolwiek różnymi siłami, przez pary elektronowe: atomu A i n atomu B. Wiązanie wodorowe jest to więc słabe oddziaływanie typu elektrostatycznego między protonem i wolna parą elektronową, należącego najczęściej do innej drobiny, atomu silnie elektroujemnego: fluoru, tlenu, chloru, azotu. Liczba wiązań wodorowych tworzonych przez atom B jest ograniczona do liczby wolnych par elektronowych tego atomu np.: wody w dimer. Wiązanie wodorowe ma charakter kierunkowy, jądra układu A-H.......B leżą najczęściej wzdłuż linii prostej. Jest to słabe wiązanie. SIŁAMI VAN DER WALSA Wartość ujemnego ładunku elektrycznego zgromadzonego w cząsteczce HCl na atomie chloru jest równa wartości ładunku dodatniego na atomie wodoru. Układ dwóch ładunków punktowych o równych wartościach i przeciwnych znakach (+q i –q), oddalonych od siebie o odcinek l, nosi nazwę dipola elektrycznego. Czyli jest to cząsteczka elektrycznie obojętna z niesymetrycznie rozłożonym ładunkiem – dipol trwały. Aby zorientować dipol zgodnie z liniami sił pola należy zastosować pole elektryczne. Przy dużych l i dużych q mówi się o dipolach silnych, łatwo orientujących się w polu elektrycznym. Słaby dipol (małe l i małe q) ustawi się zgodnie z liniami sił pola dopiero przy znacznym natężeniu tego pola. Miara siły dipola jest iloczyn q * l , zwany momentem dipolowym (). Moment dipolowy stanowi wektor o kierunku zgodnym z osią dipola, zwrocie od ładunku ujemnego do dodatniego i wartości równej iloczynowi ładunku przez odległość między ładunkami. Jednostką momentu dipolowego w układzie SI jest kulombometr (C*m) a jednostką najczęściej używaną dotychczas – debaj (D). Zazwyczaj przyjmuje się, że wektor momentu dipolowego jest skierowany od atomu bardziej elektroujemnego (biegun ujemny) do atomu mniej elektroujemnego (biegun dodatni). Cząsteczka nie musi być dipolem trwałym (obojętnym elektrycznie) może wyindukować pod wpływem sił zewnętrznych ładunek – dipol chwilowy, wyindukowany. W przypadku substancji polarnych występuje wzajemne przyciąganie się różnoimiennych biegunów dipoli sąsiadujących ze sobą cząsteczek. Działania te zaburzane przez ruchy termiczne cząsteczek zmierzają do takiego ustawienia cząsteczek w stosunku do siebie, by bieguny dodatnie jednych dipoli znalazły się jak najbliżej biegunów ujemnych innych dipoli. Tego rodzaju połączenie dipoli przez siły orientacji. Także może powstać pomiędzy cząsteczką obdarzoną trwałym momentem dipolowym a cząsteczką, czy atomem, który wprawdzie nie wykazuje trwałego momentu dipolowego, ale w polu elektrycznym ulega łatwo polaryzacji. Polega ona na przesunięciu ładunków elektrycznych wewnątrz cząsteczki pod działaniem zewnętrznego pola, co powoduje powstanie momentu dipolowego indukowanego (wzbudzonego). Powstałe oddziaływanie nazywają się siłami indukcji. Trzeci rodzaj oddziaływania nosi nazwę sił dyspersji (nie ustają w temp. 0 bezwzględnego), charakter sił elektrodynamiczny. Pojawiają się zawsze, niezależnie od tego czy cząsteczki o trwałych momentach dipolowych są obecne, czy nie. Jeżeli rozpatrujemy jakiś atom np.: helu to chmura elektronowa ma symetrię kulistą. Jednak po zatrzymaniu obu elektronów okazałoby się, że nie zawsze miałyby rozłożony ładunek symetrycznie w stosunku do jądra. W takim właśnie przypadku atom helu wykazywałby moment dipolowy- moment chwilowy. Teoria sił dyspersyjnych przyjmuje jednak, że tego rodzaju chwilowe momenty mogą indukować podobne momenty w sąsiednich atomach. Źródłem sił dyspersyjnych jest właśnie przyciąganie pomiędzy takimi chwilowymi dipolami. siły dyspersji HYBRYDYZACJA W razie potrzeby dla kilku atomów w cząsteczce tworzy się odpowiednią kombinację liniową jego lub ich własnych atomowych orbitali i uzyskujemy orbitale mieszane – orbitale zhybrydyzowane. Z kolei z poszczególnych orbitali zhybrydyzowanych i orbitali atomowych dwóch sąsiadujących atomów tworzymy orbitale cząsteczkowe. Wymieszanie jednego orbitalu s oraz dwóch orbitali p daje hybrydyzację trygonalną oznaczoną symbolem sp2. wiązania utworzone za pomocą tych orbitali leżą w tej samej płaszczyźnie, a kąty miedzy nimi wynoszą 120°. W przypadku atomów należących do trzeciego i następnych okresów układu mamy często do czynienia z udziałem orbitali d w hybrydyzacji. Wymieszanie jednego orbitalu d, jednego orbitalu s i dwóch orbitali p daje hybrydyzację dsp2, zwaną kwadratową. Wiązania utworzone przez te orbitale leżą na tej samej płaszczyźnie i są skierowane do środka ku wierzchołkom kwadratu. Kąty pomiędzy sąsiednimi wiązaniami wynoszą 90°. Wymieszanie jednego orbitalu d, jednego s oraz trzech p atomu centralnego prowadzi do hybrydyzacji dsp3, w przypadku której wiązania wytworzone przez orbitale są skierowane ku narożom bipiramidy trygonalnej. Bardzo ważnym rodzajem hybrydyzacji jest hybrydyzacja d2sp3. sześć orbitali zhybrydyzowanych uzyskanych przez wymieszanie dwóch orbitali d, jednego s i trzech p atomu centralnego daje wiązanie skierowane ku narożom ośmiościanu foremnego, czyli oktaedru. Stosunkowo rzadko spotykana jest hybrydyzacja d3sp3. siedem orbitali zhybrydyzowanych jest skierowanych w tym przypadku ku narożom bipiramidy pentagonalnej. 26 Plik z chomika: steciuczek Inne pliki z tego folderu: WIĄZANIA CHEMICZNE.doc (11337 KB) skanowanie0008.jpg (2661 KB) skanowanie0013.jpg (2470 KB) skanowanie0019.jpg (2367 KB) skanowanie0011.jpg (2220 KB) Inne foldery tego chomika: Zgłoś jeśli naruszono regulamin Strona główna Aktualności Kontakt Dla Mediów Dział Pomocy Opinie Program partnerski Regulamin serwisu Polityka prywatności Ochrona praw autorskich Platforma wydawców Copyright © 2012 Chomikuj.pl
