Politechnika Łódzka, M. Główka

2014-11-16
4. Wiązania chemiczne
Oddziaływania międzyatomowe
Oddziaływaniamiedzy dwoma atomami zależą od ich struktur elektronowych,
w szczególności od zapełnieniapowłok zewnętrznych
a. Oddziaływania międzyatomowe
b. Wartościowośći stopień utlenienia atomów
a
k
- Powłoki (podpowłoki) wewnętrzne wysycone
nie biorące udziału w wiązaniach, nie ulegające zniekształceniu
c. Rodzaje wiązań chemicznych:
- jonowe
- kowalencyjne (atomowe), kowalencyjne spolaryzowane,koordynacyjne
- metaliczne
- wodorowe
- van der Waalsa
w
ó
ł
.G
- Powłoki (podpowłoki) wewnętrzne NIEwysycone
np. podpowłoki d w metalach przejściowych czy podpowłoki f w
lantanowcach i uranowcach, które czasami zachowują się jak
wysycone a czasami jak powłoki zewnętrzne (np. w kompleksach)
d. Reguła oktetu – wzory Lewisa
- Powłoki (podpowłoki) zewnętrzne (walencyjne), których elektrony biorą
udział w wiązaniach,a orbitale je opisujące ulegają zniekształceniu,
nakładaniui innym zjawiskom w trakcie zbliżania się atomów
e. Orbitale molekularne
M
,
a
k
z
d
f. Rząd wiązania
Mn
g. Hybrydyzacja orbitali
h. Orbitale zdelokalizowane
1s22s22p63s23p6 3d5 4s2
pww
a
k
i
n
Oddziaływania międzyatomowe
Wiązanie chemiczne –
oddziaływaniemiedzy atomami, dzięki któremu pozostają one w stałej
od siebie odległości zwanej długością wiązania
Łó
pwn pz.
W zależności od sposobu rozmieszczenia elektronów w polu jąder
opisywanym przez ichelektroujemność, atomy oddziaływujące ze
sobą mogą się odpychać lub przyciągać, przy czym istnieje
optymalna odległość między nimi
h
c
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
Wiązanie powstaje, gdy energia utworzonego połaczenia jest mniejsza
od sumy energii oddzielnych atomów
e
t
i
l
o
odpychanie
Elektrony wewnętrznych podpowłok wysyconych (zapełnionych) atomu
zachowują się w cząsteczce praktycznie bez zmiany (w stosunku do stanu
w izolowanym atomie) i tworzą wraz z jądrem „zrąb atomowy”
Elektrony wewnętrznych podpowłokniewysyconych atomu (nie w pełni
zapełnionych) pozostają zasadniczo w polu swoich zrębów atomowych
ale ulegają pewnej deformacji pod wpływem pola atomów sąsiednich
P
przyciąganie
http://www.fizyka.net.pl/
Elektrony walencyjne są jedynymi elektronami „rozmytymi”
w całej utworzonej cząsteczce lub zmieniającymi miejsce
pobytu (w związkach jonowych i metalicznych)
1
2014-11-16
Typy wiązań chemicznych
Typy powstających wiązań chemicznych
zależą od elektroujemności (X) związanych atomów
Zależą od elektroujemności (X) związanych atomów -B
A oraz zmian
gęstości elektronowej w tych atomach
a. Wiązania silne
A. Wiązania silne (E rzędu 200 kJ/mol i więcej)
Wiązania jonowe (xA znacznie różne od xB)
Wiązania metaliczne (x małe)
Wiązania kowalencyjne (xA duże i zbliżone do xB)
w
ó
ł
.G
b. Wiązania słabe
Wiązania wodorowe (silne i słabe)
Wiązania (siły) van der Waalsa
a
k
i
n
b) Metaliczne (x niewielkie, x<1,5) występuje pomiędzy
atomami o niewielkiej liczbie elektronów walencyjnych
K
K+
+
1ē (gaz elektronowy – anion)
h
c
W metalach i związkach międzymatalicznych
e
t
li
Cechy charakterystyczne wiązania metalicznego
:
- nie ma charakteru kierunkowego
- nie występuje w nim efekt wysycenia
- istnieje w każdym stanie skupienia, choć stałość odległości jąder
dotyczy tylko faz skondensowanych (tj. stałej i ciekłej)
- nie tworzy układu o stałej stechiometrii (cząsteczki)
o
P
Cechy charakterystyczne wiązania jonowego:
q q
- nie ma charakteru kierunkowego
F A 2 B
- nie występuje w nim efekt wysycenia
d
- istnieje w każdym stanie skupienia, choć stałość odległości jąder
dotyczy tylko faz skondensowanych (tj. stałej i ciekłej)
- nie tworzy układu o stałej stechiometrii (cząsteczki)
M
,
a
k
z
d
- oddziaływania dipol trwały – dipol trwały (siły Keesoma, siły orientacji)
- oddziaływania dipol trwały – dipol indukowany (siły Debay’a, siły indukcyjne)
- oddziaływania między dipolami indukowanymi (siły Londona, siły dyspersyjne)
Typy wiązań chemicznych
a
k
a) Jonowe (xA znacznie różne od xB) – heteropolarne np. KCl
K
[Ar] 4s1
Cl
[Ne] 3s2p5
K+ Cl-
Łó
Typy wiązań chemicznych
c) Kowalencyjne(xA duże i porównywalne z xB)
(atomowe, homopolarne)
Nakładające się na siebie (przenikające wzajemnie) orbitale atomowe
niewysyconych powłok zewnętrznych tworzą orbitale wielocentowe,
obsadzane zgodnie z zasadami mechaniki kwantowej (zakaz Pauliego
i reguła Hunda) na zasadzie uwspólnienia par elektronów
Zakaz Pauliego
Orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony
o przeciwnych spinach. (Elektrony obsadzające ten sam
orbital muszą być sparowane  Para elektronowa)
W atomie nie mogą istnieć elektrony o takich samych czterech
liczbach kwantowych
Reguła Hunda (maksymalizacjiliczby niesparowanychelektronów)
Jeżeli w podpowłocedostępnych jest kilka orbitali, elektrony obsadzają
pojedynczo puste orbitale ,zanim utworzą parę w jednym z orbitali
Identyczne cechy jak wiązanie jonowe
Orbitale o tej samej energii są zapełnianew taki sposób, aby liczba
niesparowanych elektronów była jak największa.
2
2014-11-16
Typy wiązań chemicznych
Reguła oktetu
c) Kowalencyjne(xA duże i porównywalne z xB)
(atomowe, homopolarne)
Nakładające się na siebie (przenikające wzajemnie) orbitale atomowe
niewysyconych powłok zewnętrznych tworzą orbitale wielocentowe,
obsadzane zgodnie z zasadamimechanikikwantowej (zakaz Pauliego
i reguła Hunda) – uwspólnienie par elektronów.
w
ó
ł
.G
Na (1s22s22p63s1)
F(1s22s22p5)
H + H
H2
cząsteczkowy orbital wiążący
H(1s1)
Cl
[Ne]3s2p5
e
t
li
Cl
O
o
P
[He]2s2p4
+ Cl
H
Cl Cl
Li (1s22s1)
a
k
i
n
h
c
H
H +H
H
Cl
+
M
,
a
k
z
d
- mają charakter kierunkowy
- występuje efekt wysycenia
- istnieją w każdym stanie skupienia materii
- tworzą układy o stałej stechiometrii(tworzą cząsteczki)
w każdym stanie skupienia
- słabe oddziaływania międzycząsteczkowe są przyczyną
niskich temperatur topnienia i wrzenia
Wzory Lewisa (elektronowe)
a
k
Atomy dążą do utworzenia na powłoce walencyjnej
konfiguracji elektronowej1s2 lub ns2p6 (n2)
Łó
+
-1ē
Na+
(1s22s22p6) [Ne]
+1ē
F-
(1s22s22p6) [Ne]
H
(1s1)
H2
nLi
H||H
metaliczny Li
Wiązania kowalencyjne spolaryzowane
Hx
+
H
Hx
+
F
H * H
H2
H H
2,2
4,0
H  F

H
F
H
S
O C O
O
H
H
??
O
O
Cl
8 8 8
2 8 2
8 10 8
3, 5
2,4
O
O
3, 5
2, 5
3, 5
3, 5
3, 5
O
2, 2
2, 2
H
H
S
H
H
H
H
C
O
O
O
O
+
- +
-
-
+ +
3
2014-11-16
Odróżnienie wiązania kowalencyjnego
spolaryzowanego od wiązania koordynacyjnego
Wiązania koordynacyjne
Utworzone przez parę elektronów pochodzącą w całości od jednego z
atomów wiązania. Atom dostarczający elektrony nazywamy donorem,
zaś atom przyjmujący parę elektronów do swej powłoki walencyjnej
nazywamy akceptorem elektronów.
O
H
F
N O
w
ó
ł
.G
S
O
O
O
8 8 8
O


O
O
H F
60o
O
N O
O
O
+
S
O
O
-
O
O
O
O
O
O
a
k
8 7 8
O
+
O
S
O
-
O
O
M
,
a
k
z
d
O
O
O
O
O
O
+
S
1
2
O
O
1
2
O
O
O
O
e
t
i
l
o
O
O
ó
Ł
a
k
i
n
O
O
N
N
O
O
Energie wybranych silnych wiązań chemicznych [kJ/mol]
h
c
P
4
2014-11-16
Słabe wiązania chemiczne c.d.
Słabe wiązania chemiczne
Wiązania wodorowe
Przykładowe energie wiązań wodorowych [kJ/mol]
Występują pomiędzy cząsteczkami (i/lub jonami) zawierającymi atomy o
dużym powinowactwieelektronowym(elektroujemne)związanez atomami
wodoru
96
4,1

w gazowym HF
w
ó
ł
.G
25
3 ,5
2, 2
3 ,5
O  H    O
w lodzie
a
k
w parach kwasu octowego
33

D H    A
w stałym KHF2
4,1
29
Cechą charakterystyczną takiego wiązania jest obecność atomu wodoru
pomiędzy atomami o znacznej elektroujemności,przy czym jeden z nich
nazwany donorem protonu (atom D) tworzy z wodorem typowe
wiązanie kowalencyjne (spolaryzowane), podczas gdy drugi (atom A)
jest akceptorem protonu i uczestniczy w utworzeniu „właściwego”
wiązania wodorowego. Atomy D i A mogą być identyczne

2, 2
F  H    F
( A n )
M
,
a
k
z
d
H ···· A wiązanie wodorowe właściwe
Długość wiązania wodorowego
– odległość
D ···· A lub H ···· A
Kąt wiązania wodorowego D – H ···· A
http://chemia_ogolna.webpark.pl/rozdzial_V/wiazania2.htm
Łó
a
k
i
n
Wiązania wodorowe
między- i wewnątrzcząsteczkowe
(inter- i intramolekularne)
H
H
O
+
H
O
H
H+
h
c
H
O
O
H
O
e
t
i
l
o
+
H+
H
O
O
P
Wiązanie wodorowe w kwasach
nukleinowych i białkach
H
H
N
H
H
O
H
H
O
H
H
CH3
O
Zasada Schiffa
O
O
O
H
H
N
N
H
zguw.ibb.waw.pl/.../podrek/dna_bia/dna_bia3.html
http://academic.brooklyn.cuny.edu/biology/bio4fv/page/3d_prot.htm
5
2014-11-16
Wiązanie (siły) van der Waalsa
Wiązanie (siły) van der Waalsa
Przykładowe wartości sił van der Waalsa [·10-19J] pomiędzy dwiema
cząsteczkamiw odległości 1 Å (0,1 nm).
En.jon.


Siły v.d.W
Substancja
I
[D]
[Å] [10-19J]
EK
ED
EL
Siły orientacji (Keesoma) pomiędzy trwałymi dipolami
2 2 2
E K    1 2  d 6
3 kT
Ar
0
CH4
0
Cl2
0
CO
0,40
HCl
3,43
w
ó
ł
.G
Siły indukcji (Debay’a) pomiędzy dipolem trwałym a indukowanym
E d  2 2 d 6
Siły dyspersji (Londona) pomiędzy dipolami indukowanymi
3
E L    2 h 0 d 6
4
M
,
a
k
z
d
 - moment dipolowy
 - polaryzowalność
0 – częstość drgań dipoli
h·0  energia jonizacji
ó
Ł
a
k
i
n
Siły van der Waalsa a właściwości fizyczne
Siły v.d.W [10-19J]
Masa
cząst.
Substancja
EK
ED
h
c
EL
40
Ar
CH4
Cl2
NH3
H2O
e
t
li
0
0
51
16
0
0
0
0
84
10
66
190
10
33
o
P
Temp.
top.[C]
-189
Temp.
wrz.[C]
2,60
HI
1,27
NH3
4,66
H2O
6,16
25,3
0
2,60
23,2
0
4,61
21,1
0
1,99
22,6
2,63
a
k
0
51
0
117
0
336
0,003
0,06
67
22,1
10
5
114
3,58
21,1
6
4
202
5,40
20,5
<1
2
448
2,21
17,9
84
10
66
1,48
20,2
190
10
33
Niektóre właściwości związków o różnych
typach wiązań chemicznych
Związki jonowe
- przewodzą prąd elektryczny w stanie stopionym i w roztworach
- rozpuszczają się dobrze w rozpuszczalnikachpolarnych
- są twarde i mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia
Związki molekularne (wiązania kowalencyjne wewnątrz cząsteczek i siły van
-186
-184
-164
-102
-34
117
71
HBr
1,63
336
17
-78
-33
18
0
100
der Waalsa pomiędzy cząsteczkami)
- nie przewodzą prądu elektrycznego w stanie stopionym i w roztworach
- rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych
- są miękkie i łatwo topliwe
Substancje o wiązaniach kowalencyjnych nie tworzące cząsteczek
- bardzo twarde ciała stałe o wysokich temperaturachtopnienia
- NIErozpuszczalne w żadnych rozpuszczalnikach
Metale, stopy i związki metaliczne
- duże przewodnictwo elektryczne i cieplne
- duża kowalność, ciągliwość i wytrzymałość mechaniczna
6
2014-11-16
Wiązania kowalencyjne wielokrotne
Wiązania kowalencyjne wielokrotne c.d.
Energie niektórych wiązań wielokrotnych [kJ/mol]
Uwspólnienie większej liczby par elektronowych niż 1
FF
O O
F-F
C C
344
N N
159
O O
143
C N
292
H
H
M
,
a
k
z
d
H C CH
C C
H
HC Ξ CH
H3C – CH3
H2C = CH2
a
k
i
n
Orbitale atomowe
e
t
li
h
c
Łó
C O
350
C S
259
podwójne
a
k
potrójne
w
ó
ł
.G
NΞN
H
o
P
pojedyncze
N N
O=O
H
H
H C C H
H
H
Wiązanie
615 (344+271)
812 (615+197)
418 (159+259)
946 (418+528)
402 (143+259)
615 (292+323)
890 (615+275)
725 (350+375)
477 (259+218)
Orbitale molekularne
Zachowanie się wspólnych elektronów walencyjnych stanowiących
wiązanie kowalencyjne w cząsteczce opisywane jest za pomocą
orbitali molekularnych obejmujących co najmniej 2 sąsiednie atomy
Są to więc orbitale wielocentrowe opisywane liczbami kwantowymi,
do których stosuje się też zakaz Pauliego.
Zakaz Pauliego
Orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony
o przeciwnych spinach
(Elektrony obsadzające ten sam orbital muszą być
sparowane  Para elektronowa)
W atomienie mogą istnieć elektrony o takich samych czterech
liczbach kwantowych
7
2014-11-16
Zasady doboru orbitali atomowych
tworzących orbital molekularny
Orbitale molekularne
LCAO (MO)
W cząsteczce dwuatomowejA-B orbitalemolekularneAB (funkcje falowe)
powstałe z nałożenia się orbitali atomowych A oraz B mają postać:
- Orbitale atomowe mają porównywalne energie
a
k
- Im pełniejsze pokrywanie się orbitali atomowych, tym wiązania silniejsze
 AB  c A  A  c B  B
(orbital wiążący)
 AB  c A  A  c B  B
(orbital antywiążący)
w
ó
ł
.G
- Orbitale atomowe wykazują taką samą symetrię w stosunku do osi wiązania

Współczynnik cA i cB dobiera się tak, aby funkcja falowa  AB miała
minimum energii. Energia wiążącej pary elektronowej na orbitalu

molekularnym AB musi być mniejsza niż suma energii niesparowanych
elektronów na orbitalach atomowych A i B.
a
k
i
n
Orbitale molekularne typu  (sigma)
- Posiadają symetrię obrotową wzdłuż osi wiązania
- Powstają z nałożenia się orbitali s (zawsze sigma),
p i s (zawsze sigma), p i p wzdłuż osi tych orbitali
P
e
t
i
l
o
Łó
M
,
a
k
z
d
h
c
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
Orbitale molekularne typu  (pi)
- Posiadają płaszczyznę węzłową (w której gęstość el. wynosi zero)
- Powstają z bocznego nałożenia się orbitali p z p (równoległego) oraz p z d
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
8
2014-11-16
 *2px
Konfiguracje elektronowe dwuatomowych
cząsteczek homojądrowych
Energia orbitali molekularnych
w dwuatomowych cząsteczkach
homojądrowych
 *2py *2pz
2p
2p
2py2pz
(He)1s
(H)1s
w
ó
ł
.G
1s
 *2s
a
k
1s(He)
1s(H)
2px
He2
H2
He2+
2s
2s
2s
N2, O2, F2 – elektrony walencyjne 2s i 2p
 *1s
2p
2p
M
,
a
k
z
d
1s
1s
2px
1s
 *2s
1s<*1s<2s<*2s<2px<2py= 2pz< *2py= *2pz<*2px<3s …..
N2
5 + 5 = 10 elektronów
O2
6 + 6 = 12 elektronów
F2
7 + 7 = 14 elektronów
2s
2s
Dlaczego istnieją dwuujemne aniony ditlenu?
2s
Pierwiast
-ek
Cząst.
lub
cząstka
Liczba
Elektrony walencyjne
1H
H2
2
He2
4
He2
3
7N
N2
10
9F
F2
14
Rząd wiązania
wiążących
antywiążących
2
0
(1s)2
(1s)2( *1s)2
(1s)2( *1s)1
e
t
i
l
o
12
O2
8O
O 22
P
13
14
O 2
Wzór
kreskowy
1,7
H-H
20
1
2
2He
O 2
ó
Ł
a
k
i
n
Liczba elektronów
Konfiguracja
11
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2( *2py)2( *2pz)2
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2( *2py)1( *2pz)1
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2( *2py)2( *2pz)1
h
c
2
2
2
1
8
2
8
6
8
8
22
0
2
2 1
 0,5
2
1,5
1,3
He···He
82
3
2
NN
86
1
2
F-F
4
84
2
2
O=O
5
85
 1,5
2
1,1
0,9
Rząd
0,7wiązania
0,5
0
(O
1
2
3
O)-1
Długość wiązania [A]
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2( *2py)2( *2pz)2
8
(2s)2( *2s)2(2px)2(2py)2
(2pz)2( *2py)1
8
6
3
86
1
2
(O O)-2
83
 2,5
2
(O O)+
9
2014-11-16
Orbitale molekularne w dwuatomowych
cząsteczkach heterojądrowych
Rząd wiązania A-B
jest określony liczbą par elektronowych na uwspólnionych orbitalach
molekularnychłączących dwa atomy połączone wiązaniem
½ (Liczba elektronów na orbitalach wiążących – liczba elektronów
na orbitalach antywiążących)
w
ó
ł
.G
Wartościowośćatomu
jest równa liczbie atomów wodoru, które ten atom może przyłączyć
lub zastąpić


HF
a
k
 c11s( H)  c 2 2 p x ( F)   HF
(Liczba wiązań kowalencyjnych danego atomu)
M
,
a
k
z
d
 HF  c11s( H)  c 2 2p x ( F)   *HF
O
O H
Orbitale 2py i 2pz są niewiążące
O
H F
O
O C O
H O Cl
H O P O P O H
HF K(2sF)2(HF)2(2py(F) )2(2pz(F))2
O
H
H
H O
O
Rząd wiązania 1 para wiążąca (HF) i 3 niewiążące ½(2-0)=1
ó
Ł
a
k
i
n
Orbitale molekularne w cząsteczkach
wieloatomowych
h
c
Orbitale molekularne w cząsteczkach
wieloatomowych
Liczba wiązań kowalencyjnych każdego atomu zależy od jego konfiguracji
elektronowej.
e
t
i
l
o
H
NH3
H
N
H
P
2s
H
II
H2O
II
I
I
O
H
2p
II
II
I
II
I
I
I
I
II
I
I
3 orbitale walencyjne z pojedynczymi (niesparowanymielektronami)mogą
utworzyć 3 wiązania kowalencyjne.
BeCl2
Cl Be Cl
II
I
I
II
I
I
I
I
I
H
CH4
H
C H
H
I
10
2014-11-16
Hybrydyzacja orbitali
BeH2
I
H2O
I
II
II I
NH3
I
II
I
Hybrydyzacja orbitali
CH4
I
I
I
I
BeH2
I
I
I
H2O
I
II
II I
NH3
I
II
I
CH4
I
I
I
Jakie są kąty między wiązaniami (orbitalami molekularnymi)?
w
ó
ł
.G
Czy energia wszystkich wiązań są identyczne?
Wyniki eksperymentu:
- Równe długości wiązań
- Kąty inne niż między osiami orbitali atomowych
a
k
I
I
I
H
H
Be
H
O
N
180 o
H
104,5 o
H
107,3 o
M
,
a
k
z
d
http://genchem.chem.wisc.edu/
S
H
H
H
H
109,5 o
P
H
H
92o
C
H
H
H
H
H
93o
Hybrydyzacja
Wymieszanie orbitali różnych typów. W wyniku hybrydyzacji powstają
orbitale zhybrydyzowane o nieco innym kształcie i innej orientacji.
a
k
i
n
Hybrydyzacja sp (liniowa, dygonalna)
Orbitale s i p Be w BeH2 ulegają hybrydyzacji sp (oba orbitale
mieszają się) dając dwa nowe orbitale sp o identycznej energii,
leżące na linii prostej.
e
t
i
l
o
2s2px
Be
H
P
Be
h
c
Łó
Hybrydyzacja sp2 (trygonalna)
BH3,
BCl3
II
I
I
I
5B
I
www.mhhe.com/physsci/chemistry/carey5e/Ch02/ch2-3-2.html
+
+
-
H
zhybrydyzowane orbitale sp
-
1
(2s  2p x )
2
1
t2 
(2s  2p x )
2
t1 
11
2014-11-16
Hybrydyzacja sp3 (tetraedryczna)
Hybrydyzacja z udziałem orbitali d
dsp2 (kwadratowa)
CH4
II
I
I
I
I
I
C
I
+
w
ó
ł
.G
+
2s
NH3
N
H2O
O
2p
II
I
I
I
II
II I
I
html.rincondelvago.com/
M
,
a
k
z
d
Cl
O
H
104,5 o
N
H
H
H
H
Cl
107,3 o
Pt
Cl
Cl
a
k
i
n
Hybrydyzacja z udziałem orbitali d
dsp3 = dp+sp2
+
P
e
t
i
l
o
Cl
h
c
+
a
k
Łó
Hybrydyzacja z udziałem orbitali d
d2sp3 = dsp2+dp (oktaedryczna)
w płaszczyźnie xy
F
F
S
F
F
F
F
Cl
Pt
Cl
Cl
Cl
Przykład: SF6, XeF4, [Fe(CN)6]4-
Przykład: PCl5, TeCl4, BrF3
12
2014-11-16
Wielokrotne wiązania w związkach węgla
Wielokrotne wiązania w związkach węgla
Etylen (eten)
Acetylen (etin)
w
ó
ł
.G
a
k
i
n
Wiązania zdelokalizowane (sprzężone) w O3
tj. obejmujące więcej niż 2 atomy
Delokalizacji ulegają jedynie orbitale (elektrony) 
Orbitale  nie ulegają delokalizacji,mogą jedynie
ulegać polaryzacji
Przykład:
O3
1,28 Å
e
t
i
l
o
1,28 Å
O
O
O
122 o
1,48 Å
O
O
O
O
1,21 Å
+
O
O
-
O
O
O
O
h
c
a
k
Łó
M
,
a
k
z
d
Wiązania zdelokalizowane (sprzężone) w O3
3 atomy tlenu mają łącznie 18 elektronów walencyjnych, które
obsadzają 5 orbitali atomowych nie biorących udziału w tworzeniu
orbitali molekularnych (2s1, 2s3, 2py1, 2py3 i t2) oraz 4 orbitale
molekularne(1,2,2,3,del,del).
2s(1) i 2s(3)
2s(2) bierze udział w hybrydyzacji sp2 atomu O(2)
2py(1) i 2py(3)
2px(1) i 2px(3) bierze udział z t1 i t3 w tworzeniu orbitali molekularnych 1,2,2,3
2px(2) i 2py(2) bierze udział w hybrydyzacji sp2 atomu O(2)
+
P
O
O
O
O
O
O
O
-
O
O
2pz(1), 2pz(2), 2pz(3) tworzy trzy orbitale molekularne zdelokalizowane
typu  (del, del*, del)
+
 12
O
O
 12
O
13
2014-11-16
Wiązania zdelokalizowane (sprzężone) w O3
Wiązania zdelokalizowane (sprzężone) w O3
Czyli konfiguracja elektronowa cząsteczki ozonu ma postać:
Orbitale atomowe 2s, 2p i t2 nie uczestniczą w tworzeniu orbitali
molekularnych,nie liczą się więc do rzędu tych wiązań. Orbitali tych
jest 5 (10 elektronów).
O3 KKK(2s1)2(2s3)2(2py1)2(2py3)2(t2)2 (1,2)2(2,3)2(del)2(del)2
Pozostałe 8 elektronów zajmuje orbitale molekularne:
Ponieważ energie orbitali
2s1 i 2s3
w
ó
ł
.G
1,2 i 2,3
- wiążące
del
- wiążący
są parami równe
2py1 i 2py3

1,2 i 2,3
del
- Niewiążący (co innego niż antywiążący)
M
,
a
k
z
d
Stosuje się prostszy zapis:
a
k
Rząd wiązania O-O w ozonie wynosi więc:
1  l.el.na mol.orb.wiąiążący  l.el.na mol.orb.antyw.

2
2
O3 KKK(2s)4(2p)4(t2)2 ()4(del)2(del)2



16 0 3
 
  1,5
2 2  2
a
k
i
n
Wiązania zdelokalizowane w benzenie
Sprzężone wiązania wielokrotne
o
P
1,40 Å
1,40 Å
e
t
li
h
c
Łó
Wiązania zdelokalizowane (sprzężone)
Sprzężone wiązania wielokrotne
1,33 Å
C=C
1,54 Å
C─C
1,40 Å
(w benzenie)
C C
1,54 Å
1,46 Å
C─C
C─C
1,40 Å
1,40 Å
1,52 Å
1,44 Å
C─C
C─C
1,40 Å
1,40 Å
1,50 Å
1,38 Å
C─C
C─C
14
2014-11-16
Pytania i tematy egzaminacyjne
1. Które podpowłoki nazywamy wewnętrznymi (w), które
zewnętrznymi (z), wysyconymi (w) i niewysyconymi (n)?
Czy wszystkie kombinacje (ww,wn, zw, zn) są możliwe?
2. Czym różnią się główne typy wiązań chemicznych?
3. Jak elektroujemność atomów tworzących wiązanie
wpływa na charakter (typ) tego wiązania?
4. Na czym polegają zmiany orbitali (elektronów)
podpowłok zewnętrznych i wewnętrznych atomu po
utworzeniu przez ten atom różnych rodzajów wiązania?
5. Charakterystyka wiązania jonowego i metalicznego.
Kierunkowość, energia, wysycenie, właściwości
substancji, w której są tylko wiązania jonowe.
6. Charakterystyka i odmiany wiązania kowalencyjnego,
najważniejsze właściwości substancji zbudowanej z
cząsteczek.
w
ó
ł
.G
a
k
M
,
a
k
z
d
ó
Ł
a
k
i
n
14. Z jakich orbitali atomowych mogą powstawać
orbitale molekularne π i  (pi i sigma)?
15. Napisz konfiguracje elektronowe (obsadę orbitali
molekularnych) dla prostych cząsteczek i jonów
dwuatomowych, np. N2, O2, O2-, O22-, F2, He2+.
16. Jak określa się rząd wiązania kowalencyjnego?
17. Na czym polega hybrydyzacja orbitali atomowych?
18. Jakie są geometryczne konsekwencje hybrydyzacji
sp, sp2, sp3, sp2d, sp3d, sp3d2?
19. Podaj przykłady związków molekularnych,
w których atom centralny ma hybrydyzację typu …
(Będzie podany jeden z typów wymienionych
w pytaniu poprzednim).
20. Na czym polega sprzężenie wiązań kowalencyjnych
wielokrotnych? Podaj przykłady.
21. Co to są wiązania (kowalencyjne) zdelokalizowane?
e
t
i
l
o
7. Z czego wynika reguła oktetu i jakie są jej
konsekwencje, jeśli chodzi o charakter wiązań
tworzonych przez dany atom?
8. Zastosowanie wzorów Lewisa do wyjaśnienia budowy
prostych nieorganicznych związków i jonów: H2O, CO,
CO2, SO2, O3, N2, NO2, SO42-, NH4+, HCO3-, H2O2.
9. Na czym polega wiązanie wodorowe i pomiędzy jakimi
grupami funkcyjnymi może występować?
10. Na czym polega wpływ wiązań wodorowych na
temperaturę wrzenia i topnienia substancji
molekularnych?
11. Jakie znaczenie mają wiązania wodorowe w białkach,
kwasach nukleinowych i polisacharydach?
12. Rodzaje sił van der Waalsa.
13. Na czym polegają wiązania kowalencyjne wielokrotne?
h
c
P
15