Wiązania chemiczne
advertisement
Wiązania chemiczne - Elektronowa teoria wiązań chemicznych , - Orbitale molekularne (cząsteczkowe), wiązanie sigma (σ) i wiązanie pi (π), - Klasyfikacja wiązań chemicznych Elektronowa teoria wiązań Lewisa - Kossela • Wiązanie chemiczne – to wzajemne oddziaływanie elektronów walencyjnych atomów pierwiastka (pierwiastków) łączących się w cząsteczki (molekuły) homoatomowe (np. O2, S8) lub heteroatomowe (np. CO2) • Atomy łącząc się w cząsteczki dążą do osiągnięcia konfiguracji elektronowej na zewnętrznej powłoce (powłoce walencyjnej) zapewniającej im minimum energetyczne a tym samym bierność chemiczną, jaką posiadają pierwiastki grupy 18 – helowce. • Atomy łącząc się w cząsteczki dążą do uzupełnienia lub zredukowania walencyjnej powłoki elektronowej do powłoki walencyjnej najbliższego helowca, czyli osiągnięcia dubletu elektronowego helu (1s2) lub oktetu elektronowego ns2np6 pozostałych helowców. Orbitale molekularne – cząsteczkowe (wiązanie σ i π) • Orbital molekularny: s – s; wiązanie σ • Powstaje w wyniku czołowego zbliżenia i nałożenia się orbitali atomowych s i s obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu: s s s–s Orbitale molekularne – cząsteczkowe (wiązanie σ i π) • Orbital molekularny: s – p; wiązanie σ • Powstaje w wyniku czołowego zbliżenia i nałożenia się orbitali atomowych s i p obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu: • s p s–p Orbitale molekularne – cząsteczkowe (wiązanie σ i π) • Orbital molekularny: px – px; wiązanie σ • Powstaje w wyniku czołowego zbliżenia i nałożenia się orbitali atomowych px i px obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu: • px px px – px Orbitale molekularne – cząsteczkowe (wiązanie σ i π) • Orbital molekularny: py – py; wiązanie π • Powstaje w wyniku bocznego zbliżenia i nałożenia się orbitali atomowych py i py obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu: • py py py – py Orbitale molekularne – cząsteczkowe (wiązanie σ i π) • Orbital molekularny: pz– pz; wiązanie π • Powstaje w wyniku bocznego zbliżenia i nałożenia się orbitali atomowych pz i pzobsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu: • pz pz pz – pz Klasyfikacja wiązań ze względu na różnicę elektroujemności ∆E • Wiązanie atomowe (kowalencyjne): ∆E< 0,4 • Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane: 0,4 ≤ ∆E ≤ 1,7 • Wiązanie jonowe: ∆E > 1,7 • W praktyce, nie związku chemiczne o 100% udziale wiązań tego samego typu, dla określenie typu wiązań w związku przyjmuje się umownie zasadę udziału określonych wiązań przekraczających 50%. • Udział wiązań jonowych w związku chemicznym: dla ∆E = 1,7 wynosi 51%, ∆E = 0,4 wynosi 4%, ∆E = 1,6 wynosi 46%. Trójkąt wiązań • Wiązanie metaliczne Cs Wiązanie atomowe 100% F2 Większy udział wiązania kowalencyjnego – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane 50% CsF wiązanie jonowe 100% Większy udział wiązania jonowego – wiązanie jonowe Pozostałe typy wiązań • Wiązania metaliczne – występują w kryształach matali i ich stopów, • Wiązania koordynacyjne – wiązanie donorowo-akceptorowe, • Wiązanie wodorowe – szczególny przypadek wiązania koordynacyjnego, • Oddziaływania van der Waalsa – siły van der Waalsa (oddziaływania miedzycząsteczkowe)
