cząsteczka H2 Model wiązania kowalencyjnego
advertisement
Model wiązania kowalencyjnego – cząsteczka H2+ Współrzędne elektronu i protonów Orbitale wiążący i antywiążący otrzymane jako kombinacje orbitali atomowych Orbital wiążący –duża gęstość ładunku między jądrami Orbital antywiążący – mała gęstość ładunku między jądrami Rozszczepienie atomowych poziomów energetycznych na stany wiążący i antywiążący. Model wiązania kowalencyjnego – cząsteczka H2+ Wiążący orbital molekularny a) amplituda, b) wykres konturowy – poziomice stałej amplitudy. Antywiążący orbital molekularny a) amplituda, b) wykres konturowy – poziomice stałej amplitudy. 1 Wiązanie kowalencyjne Tworzenie się wiązania w cząsteczce wodoru H2 Cząsteczki dwuatomowe – jednakowe atomy Nałożenie dwu orbitali atomowych p o kierunku osi cząsteczki – wiązanie σ. Wiązanie potrójne w cząsteczce azotu N2 – jedno wiązanie σ i dwa wiązania π. 2 Cząsteczka wody H2O Wiązania σ z nałożenia orbitali atomowych H 1s i O 2p. Dwie wolne pary elektronów walencyjnych pozostają przy atomie tlenu. Kierunkowość wiązań kowalencyjnych Przekrywanie się orbitali „wodorowych” s i p sąsiednich atomów: a) oddziaływanie znosi się, b) efektywne przekrywanie s i py Fulleren C60 3 Hybrydyzacje W kryształach uzyskuje się obniżenie energii dla przekrywania się większej ilości orbitali - hybrydyzacja Kształty orbitali po hybrydyzacji muszą być jednakowe ! Hybrydyzacja sp3 Metan CH4 Diament kąt 109.5° 4 Hybrydyzacja sp2 Grafit kąt 120° Hybrydyzacja sp Cząsteczki o budowie liniowej Acetylen C2H2 kąt 180° 5 Wiązanie jonowe LiF NaCl 6 Wiązanie jonowe energia jonizacji powinowactwo elektronowe siły odpychania siły kulombowskie Siły i energia potencjalna w zależności od odległości między jonami o przeciwnych ładunkach Siła przyciągania elektrostatycznego Fattr ~ -r-2 Siła odpychania przy przekrywaniu powłok elektronowych Frep~ r-n Wartość wykładnika n zależy od rdzenia jonu: [He] n=5, [Ne] n=7, [Ar] n=9, [Kr] n=10, [Xe] n=12 Minimum energii sieciowej: E min = − N A AZ + Z − e 2 ⎛ 1 ⎞ ⎜1 − ⎟ 4πε 0 a 0 ⎝ n ⎠ równanie Borna-Landé 7 Kryształy jonowe Sól kuchenna – chlorek sodu NaCl CsCl Struktura ciasnego upakowania Kryształy jonowe są kruche – pękają pod wpływem naprężeń Wiązanie wodorowe -Atom wodoru wiąże się z dwoma innymi atomami -Elektron z wodoru prawie całkowicie przeniesiony na silnie elektroujemny atom -Proton może przyciągnąć kolejny ujemnie naładowany atom Symetryczne: A-H-A Antysymetryczne: A-H...B 8 Wiązanie wodorowe: ¾ oddziaływanie między spolaryzowany wiązaniem A__H a centrum protono-akceptorowym B: δ− δ+ A___H.....B ¾ donorem protonu A__H może być OH, NH, SH, CH .... ¾silne wiązanie, gdy B jest elektroujemnym atomem (O, N, F, S) i ma wolną parę elektronową (energia wiązania około 0,3 eV) ¾ atom wodoru pozbawiony elektronu jest gołym protonem ¾ następuje nakrywanie chmur elektronowych A i B ściąganych przez proton mostkowy pozbawiony elektronu ¾ odległość między jądrami atomów A i B jest mniejsza od sumy promieni van der Waalsa tych atomów nawet o 0,06 nm ¾ potencjał odpychania narasta mniej stromo niż w innych wiązaniach ¾ może pojawić się drugie minimum potencjału dla protonu ¾ możliwe przeniesienie protonu w wiązaniu od A do B Wiązanie wodorowe 9 Wiązanie Van der Waalsa -Występuje zawsze -Źródło: fluktuacje ładunku w atomach, moment dipolowy atomów i cząsteczek -Wiąże atomy o zamkniętych powłokach, nasycone cząsteczki (kryształy molekularne) -Duży promień atomowy. Kształt potencjału w wiązaniu Van der Waalsa może być przybliżony potencjałem Lennarda-Jonesa Wiązanie Van der Waalsa Przykład: atom helu Oscylacje ładunku 10 Wiązanie metaliczne -Funkcje falowe zewnętrznych elektronów ulegają przekrywaniu -Konsekwencją przekrywania się jest rozszczepienie poziomów i utworzenie pasma -Chmura elektronowa rozkłada się na cały kryształ poprzez przyciąganie elektronów do kolejnych jąder atomowych -Nie ma wyróżnionego kierunku wiązania (struktura krystaliczna związana z upakowaniem w przestrzeni) „Morze” swobodnych elektronów pomiędzy „rdzeniami” atomowymi o ładunku dodatnim Wiązanie metaliczne Metale grupy 1 wnoszą do wiązania tylko po jednym elektronie – niska temperatura topnienia (np. sód Na 98°C) Im więcej elektronów bierze udział w wiązaniu, tym silniejsze wiązanie (np. magnez Mg – 2 elektrony - 650°C) Własności metali: -dobre przewodnictwo elektryczne -dobre przewodnictwo cieplne -własności mechaniczne (twardość, wytrzymałość itp.) 11 Klasyfikacja ciał stałych na podstawie typu wiązań Rozkład przestrzenny elektronów walencyjnych 12 Korelacja między energią spójności (kohezji) a temperaturą topnienia ciał stałych Temperatury topnienia ciał stałych o różnych rodzajach wiązań 13
