rezonans, struktury rezonansowe

WIĄZANIA CHEMICZNE
Atomy oprócz niektórych gazów szlachetnych łączą się ze sobą lub z
innymi atomami. Mówimy, że istnieje między nimi wiązanie chemiczne.
Wiązanie chemiczne powstaje przede wszystkim na skutek zmian
położenia elektronów walencyjnych.
Wiązanie chemiczne tworzy się gdy energia powstałej cząsteczki jest
niższa niż suma energii atomów z których ta cząsteczka powstała,
zatem gdy prowadzi to do uwolnienia energii.
Zmiana energii układu
przy tworzeniu się wiązania A—B.
E
RAB długość wiązania
A—B (pm.)
DAB energia wiązania,
energia którą trzeba
zużyć do rozerwania
wiązania chemicznego
lub która będzie uwolniona przy powstaniu
wiązania chemicznego
w KJ · mol-1.
A
B
D
RAB
Podział na rodzaje wiązań ma przede wszystkim znaczenie dydaktyczne, pozwalające na przewidywanie przebiegu reakcji i ocenę jej
produktów. Podział wiązań między atomami na jonowe, kowalencyjne i
metaliczne, przejścia między poszczególnymi typami wiązań są płynne.
Zasadniczo dzielimy wiązania na jonowe, kowalencyjne i metaliczne.
1
WIĄZANIA MIĘDZY ATOMAMI.
Wiązanie jonowe.
Wiązanie jonowe jest wynikiem przede wszystkim przyciągania się kationów i anionów. Nie ma wiązań 100 % jonowych. Zawsze jest pewien
udział wiązania kowalencyjnego.
Kryształ chlorku potasu KCl.
Substancje jonowe tworzą uporządkowane struktury krystaliczne, mają
wysokie temperatury topnienia (t.t.)
i są kruche. Rozpuszczone we wodzie
tworzą roztwory elektrolitów, stopione przewodzą prąd elektryczny.
K+
Cl-
K+
Cl-
K+
Cl-
K+
Cl-
K+
Wiązanie jonowe dobrze tłumaczy właściwości związków z bloku s
(litowce i berylowce – niski potencjał jonizacji) z niemetalami bloku p
(tlenowce i fluorowce – wysokie powinowactwo elektronowe). Jony
mają konfiguracje elektronowe najbliższych gazów szlachetnych.
2
Wielkości promieni kationów i atomów (promień metaliczny), dla boru
promień kowalencyjny (pojedyncze wiązanie).
Li+
Li
0,73 A
Be2+
1,52 A
Be
1,11 A
0,31 A
B
B3+
0,82 A
0,23 A
kationy są zdecydowanie mniejsze niż wyjściowe atomy, (dlaczego) ?
Wielkości promieni anionów w porównaniu do promieni atomów
(promień kowalencyjny dla pojedynczego wiązania)
N3-
N
O
0,73 A
1,32 A
0,7 A
O2-
F-
F
1,19 A
0,64 A
1,26 A
Aniony są zdecydowanie większe niż wyjściowe atomy, dlaczego ?
WZORY LEWISA ATOMÓW I JONÓW.
K 1s22s22p63s23p64s1 K . , jon potasu K+ 1s22s22p63s23p6, wz. L. K+
..
.
Cl 1s 2s 2p 3s 3p Cl
.. :
..
.
.
K + ..
Cl : =
2
2
6
2
5
..
, jon chloru Cl 1s 2s 2p 3s 3p , wz. L. :Cl
.. :
-
K
+
2
2
6
2
6
..
.. - a nie K:Cl
[ :Cl
.. :
.. : ]
.
3
Tl :
Tl [Xe]6s24f145d106p1
+
2
14
10
Tl [Xe]6s 4f 5d
= [Xe]4f145d10 6s26p1, wzór Lewisa
.. +
= [Xe]4f 5d 6s , wzór Lewisa Tl
14
10
2
Podaj wzór Lewisa azotku magnezu. χN (3.0) – χMg (1.3) = 1.7
Mg: 1s22s22p63s2, jon magnezu Mg2+ 1s22s22p6, wzór Lewisa Mg2+
..
...N . 1s22s22p3, jon azotu N3- 1s22s22p6, wzór Lewisa [ : N : ] 3.
..
Mg2+
.. 3- 2+ .. 3- 2+
N : ] Mg
[ :..
N : ] Mg [ :..
Wzory Lewisa metali przejściowych i kationów metali przejściowych
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 ,
. .
: Fe
. .
jon Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5,
.
. Fe.
. .
:
3+
.
Przeważnie nie pisze się wzorów Lewisa dla metali przejściowych i ich
kationów.
WIĄZANIE KOWALENCYJNE
Niemetale także łączą się między sobą. H2, Cl2, S8, P4.
Atomy tworząc związki kowalencyjne łączą się przez uwspólnienie par
elektronowych aby uzyskać konfiguracje elektronowe gazów
szlachetnych. Atomy dążą do skompletowania oktetów przez
uwspólnienie par elektronowych.
4
.
H. + .H = H . H lub
... ... . . .. . .. .
..Cl
.. + .Cl. . =. Cl
.. . Cl
.. .
lub
-
H
H
H H
.. .. .
..Cl
.. - .Cl. .
..
....
... .
...Cl
....
..
. Cl....
.
.
H
H
..
....Cl
....
.. Cl....
....
.
.
..
..
Wartościowość (walencyjność) jest to liczba wiązań kowalencyjnych
które może stworzyć atom danego pierwiastka.
WZORY LEWISA CZĄSTECZEK KOWALENCYJNYCH
..
..
.
H. + .O
.. . + H
= H O
..
H
H
H
NH3 .. N H
3
H
H - C ---N..
.
.
H. C .... ..N.
.. .
.F..
....
F
..
BF3
HC N
B
.. F ..
..
H C H
H
CH4 H
..
4
H: C
..: H
H
1. W cząsteczce z reguły atom najmniej elektroujemny jest atomem
centralnym
2. Atom wodoru tworzy tylko wiązania pojedyncze.
3. Terminalne fluorowce tworzą tylko wiązania pojedyncze.
4. W kwasach tlenowych atomy wodoru są połączone z atomami tlenu,
a te z kolei z atomem centralnym.
5
5. Najbardziej trwałe z kilku możliwych struktur są te, w których
ładunki formalne są najbardziej zbliżone do 0, gdyż to oznacza, że
niezbyt zmienił się rozkład elektronów w porównaniu do wolnych
atomów. Ładunki formalne to nie są stopnie utlenienia.
6. Atomy centralne z drugiego okresu dążą do stworzenia konfiguracji
oktetu. Nie ma rozszerzenia oktetu.
7. Dla atomów centralnych z 13 grupy układu okresowego, często
niemożliwe jest utworzenie oktetu. Powstałe związki posiadają tzw.
luki elektronowe. Są to kwasy Lewisa. Podobnie związki BeX2.
8. Atomy centralne trzeciego i dalszych okresów mogą otoczenie atomu
centralnego rozszerzać poza oktet. Orbitale d mogą brać udział w
tworzeniu wiązań chemicznych.
Przykłady.
..
.. ..
C O
..
..
.. : C=O
(-1) (+1)
:C =O:
nie ma oktetu, tworzymy wiazanie wielokrotne,
CO 4e + 6e = 10e
aż będzie oktet
Ładunki formalne dla C 5e – 4e = 1e (-1) , dla O, 5e – 6e = -1e(+1)
(-1)
CN- 4e + 5e + 1e = 10e
:C = N:
Ładunki formalne dla C, 5e – 4e = 1e (-1) , dla N, 5e – 5e = 0e(0)
HCN 1e + 4e + 5e = 10e
H C =NI
Ładunki formalne dla C, 4e – 4e = 0e (0) , dla N, 5e – 5e = 0e(0)
dla H, 1e – 1e = 0e(0)
6
REZONANS, STRUKTURY REZONANSOWE
Struktury rezonansowe, są to struktury o tym samym ułożeniu atomów w cząsteczce, ale o różnym ułożeniu par elektronowych. Struktura rzeczywista (hybryda rezonansowa) jest pośrednia między
strukturami rezonansowymi. Nie jest to przejście jednej struktury w
drugą. Muł
Benzen
C6H6
H
H
H
H
H
A
B
H
H
H
H
H
H
H
H
H
H
=
H
H
H
Benzen, wszystkie wiązania C-C są o tej samej długości.
Anion azotanowy (V) NO3-.
..
(-1) : O
..
..
: O: (-1)
N (+1)
: O:
..
: O: (-1)
: O:
..
(-1): O :
..
O:
N (+1)
N (+1)
:O
.. : (-1)
:O
..: (-1)
Ładunek formalny dla N; 4e – 5e = –1e (+1), dla O; 7e – 6e = 1e(-1)
Ładunek formalny wskazuje nam jak bardzo zmieniła się ilość
elektronów przy wytworzeniu związku chemicznego w porównaniu z
7
wolnym atomem. Ładunki formalne powinny być jak najmniejsze i
ładunek ujemny na bardziej elektroujemnym atomie.
Wszystkie wiązania w NO3- są o tej samej długości, kąty ONO wynoszą
120 o, cząsteczka jest płaska. Wiązanie N-O nieco krótsze niż pojedyncze. Jest to delokalizacja tej pary elektronowej podwójnego wiązania
..
:..
O
..
: O:
N
Ile jest form mezomerycznych (rezonansowych)
kwasu azotowego (V).
: O:
:.O.
(+1)
N
Istnienie wielu form mezomerycznych obniża
energię cząsteczki czy też jonu. Jon azotanowy
jest bardziej trwały niż kwas azotowy (V).
..
.O. : H
Zadanie domowe, zrób to samo dla kwasu
siarkowego (IV) i siarczanów (IV).
:O
.. : (-1)
ROZSZERZENIE OKTETU
Możliwe dla trzeciego lub wyższych okresów. Stosujemy go gdy mamy
za dużo przyłączonych atomów do atomu centralnego, lub ze względu
na rozkład ładunków celowe jest wprowadzenie wiązań wielokrotnych,
to oznacza niekiedy rozszerzenie oktetu.
PCl3 + Cl2 = PCl5
PCl5 (gaz)
8
[PCl4]+[PCl6]- (ciało stałe)
..
..
: Cl :
..
: Cl
..
P:
: Cl
.. :
..
..
: Cl : ..
: Cl :
..
:..
Cl
P ..
Cl
.. :
: Cl
.. :
.. : Cl : ..
: Cl
Cl
(+1) ..
..
..
.. :
: Cl
P ..
.. P Cl
.. : .. (-1)
:Cl
:
Cl
..
..
: Cl
.. :
: Cl
.. :
10 e wokół P
12 e wokół P
: Cl :
SF4 4 · 7e + 6e = 34e
10e wokół atomu S
4 wiązania + 1 para
elektronów.
..
: ..
F
..
: F : ..
F:
..
S
..
: ..F :
Anion ortofosforanowy (V), PO43- 5e + 3e + 4 · 6e = 32e (a, b, c)
Kwas ortofosforowy(V) H3PO4 (d) i kwas pirofosforowy(V) H4P2O7 (e)
(-1)
O
(-1)
O
(+1)
P
O
a
O
O
(-1)
(0)
(-1)
(0)
O
O
P
(-1)
O
O
(-1)
(-1)
(-1)
(0)
O
(-1)
P
O
O
(0)
(-1)
c
b
Ze względu na ładunki formalne najbardziej prawdopodobna jest
struktura b. Są możliwe jeszcze 3 dodatkowe struktury rezonansowe
9
pochodzące od struktury b. W strukturze c jest mało prawdopodobny
ładunek formalny (-1) na atomie P o stosunkowo niskiej elektroujemności
O H
O
P
H
O H
O H
O
O
P
O H d
O
O
P
O H e
O H
Kwas fosforowy(III) H3PO3 (f) i kwas fosforowy (I) H3PO2 (g) wyjątki
O H
H
O
H
P
O
O
H
P
O H f
g
H
Tlenek siarki (IV), ditlenek siarki SO2; 18e
(0)
a.
(0)
..
S
O
(+1)
..
(-1)
(0)
O
b.
(0)
S
O
O
Struktura a jest bardziej prawdopodobna.
Tetrafluorek ksenonu
XeF4; 8e + 4 · 7e = 36e
12e wokół atomu Xe
4 wiązania + 2 pary
elektronów.
..
: F:
..
F:
..
:
..
: ..F
Xe
: F:
..
10
:
.. .. ..
..
(0)
(0)
:..I
I:
I(-1) ..
..
Anion I3- ; 1e + 3 · 7e = 22e
10e wokół atomu I
2 wiązania + 3 pary
elektronów.
N2O;
2 . 5e + 6e = 16e
(-1)
(+1)
N
N
(-1)
(+1)
O
O
N
N
b.
a.
Struktura b wydaje się być bardziej prawdopodobna, gdyż formalny
ładunek ujemny jest na bardziej elektroujemnym atomie tlenu.
Właściwa struktura jest między a i b, symetria struktury a.
Anion azotanowy (III) (azotynowy) NO2-. 1e + 5e + 2 · 6e = 18e
Musi być spełniona reguła oktetu, 2 struktury rezonansowe.
O
(-1)
N
O
(-1)
O
N
H
N
O
O
O
Jon siarkocyjankowy (rodankowy) SCN–.
Musi być spełniona reguła oktetu, 3 struktury rezonansowe.
-1
..
:S
..
-1
C N:
:S
..
C
N
.. :
+1
:S
C
-2
..
N
.. :
Najbardziej prawdopodobna jest struktura mezomeryczna druga,
Ładunek ujemny na najbardziej elektroujemnym atomie.
11
Jon chloranowy (V) i kwas chlorowy (V) .
ClO3– = 7e + 3·6e + 1e = 26e
HClO3 = 7e + 3·6e + 1e = 26e
(-1)
(0)
(0)
O
O
(0)
(0)
Cl
(0)
(-1)
O
O
O
(0)
Cl
O
(0)
(0)
Cl
(0)
O
O
(-1)
O
Struktury rezonansowe bardzo prawdopodobne
(-1)
O
(-1)
O
(-1)
O
(+1)
(0)
Cl
(-1)
O
O
(+2)
Cl
O
(-1)
H
O
Cl
O
O
Struktury rezonansowe malo prawdopodobne
Cząsteczki z nieparzystą liczbą elektronów (rodniki)
Mało reaktywne rodniki NO, NO2, ClO2
(0)
(0)
a.
O
(-1)
..
Cl
.
(+1)
.
N
O
b.
O
(0)
lub
Cl
.
O
.
Bardzo reaktywne rodniki CH3
H C H
H
..
(-1)
(0)
O
.
(+1)
.
H: C
..: H
H
12
..
N
(0)
O
O
ZASADY LEWISA I KWASY LEWISA,
Dla niektórych monomerycznych związków boru, glinu i berylu nie
możemy utworzyć oktetu elektronów.
..
:F:
..
:..F
B
H
..
..F :
..
N H
H
BF3 3e + 3 · 7e = 24e
NH3 5e + 3 · 1e = 8e
Luka elektronowa
wolna para elektronowa
Kwas Lewisa jest
Zasada Lewisa jest donorem
akceptorem pary elektronowej.
pary elektronowej
BF3 + : NH3 = F3B
AlCl3 (gaz)
I Cl
Al
NH3 = F3B
AlH3 + H- = AlH4-
(AlCl3)2
..
: Cl
..
..
:Cl
..
Cl I
I Cl I
NH3
..
Cl
.. :
..
Cl
.. :
..Cl..
..
Al
Al ..
..Cl..
H
H
H
H
(BeCl2)n w stanie stałym polimer
BeCl2 (gaz)
2e + 2 · 7e = 16e
I
..
: Cl
..
Al
Be
..
Cl :
..
Cl
Cl
Be
Be
Cl
13
Cl
Be
Be
Cl
Cl
Kationy lub metale bloku d są często efektywnymi kwasami Lewisa.
Ag+ + 2 : NH3
[ H3N : Ag : NH3 ]+
AgCl + 2NH3 = Ag(NH3)2Cl lub jonowo Ag+ + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]+
Ag+ + 2 : NH3
[ H3N : Ag : NH3 ]+
Kationy metali bloku p są często efektywnymi kwasami Lewisa.
WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
Jest to wiązanie kowalencyjne między pierwiastkami o różnej elektroujemności. Wytwarzają się cząstkowe ładunki elektryczne. Substancja
posiada moment dipolowy μ = δ · r
r – odległość między środkami ładunków cząstkowych.


H
:
F
Jednostka w układzie SI = C · m
debaj 1 D = 3,336 · 10–30 C · m
Moment dipolowy –wektor skierowany od
ładunku ujemnego do dodatniego. Dodaje się jak wektory. Ładunek
cząstkowy jest mniejszy od ładunku jednego elektronu, zatem nie
można traktować wiązania spolaryzowanego jako pary jonów.
Pauling – wiązanie spolaryzowane jako hybryda rezonansowa
Strukt. kow.
A——B

 A+
14
B–
Strukt. jon.
Rozróżnienie między wiązaniem polarnym a polarnością cząsteczki.

..
.O.

C
..
O

O

..
.O.
H

H
: .O.

..
:
.O.
..
:O
..
..
O
O:
..
Dla cząsteczek typu AXn bez wolnych par elektronowych na atomie
centralnym mamy cząsteczki niepolarne niezależnie od polarności A–X,
AX2 (liniowy) AX3 (trygonalny), AX4 (tetraedryczny), AX5 (BPT), AX6
(oktaedryczny)
CCl4 – niepolarny, CHCl3, CH2Cl2 i CH3Cl – polarny
Cl
C
H
Trzy izomery C2H2Cl2, oceń polarność tych izomerów
H
Cl
C
H
H
Cl
C
C
Cl
C
Cl
C
H
15
H
H
Cl
C
Cl
TEORIA WIĄZAŃ WALENCYJNYCH (VB)
Powstawanie wiązań chemicznych jest wynikiem parowania się elektronów znajdujących się na orbitalach atomowych. Orbitale atomowe z
pojedynczymi elektronami się nakładają.
H2
H
H—H 1s + 1s
.
Wiązanie σ
.
. .
H
HF
H
H
H
..
F:
..
1s + 2pz (oś z zgodna z rozpatrywanym wiązaniem)
1s
2 pz py px
2s
Wiązanie σ
.
.
H
F
16
H
F
..
Cząsteczka F2
:F
..
..
:
.F.
2pz + 2pz (oś z zgodna z osią wiązania)
2s
px py pz
F
Wiązanie 
pz py px 2s
F
F
F
Powstawanie wiązań chemicznych jest wynikiem parowania się
elektronów znajdujących się na orbitalach atomowych powłok
walencyjnych reagujących atomów. Jeżeli orbitale nakładają się
czołowo tworzy się wiązanie σ, jeżeli nakładają się bocznie tworzy się
wiązanie π.
HYBRYDYZACJA
Pojęcie hybrydyzacji powstało aby wytłumaczyć konfigurację elektronową określającą kształty cząsteczek. NATOMIAST kształt cząsteczek
nie wynika z hybrydyzacji, wynika z oddziaływań elektrostatycznych
opisywanych jakościowo np. teorią VSEPR. Hybrydyzacja to tylko
pewien sposób opisania wiązań i geometrii w rozpatrywanej cząsteczce.
Rozpatrzmy tworzenie się BeCl2
Be + Cl2 → BeCl2
mieszanie jednego s i jednego p daje dwa orbitale sp.
Dwa orbitale px i py pozostają niezhybrydyzowane.
17
2s
2p
sp
sp
+
promocja
..
: Cl
..
Be
2s
stan walencyjny
..
Cl
.. :
+
..
Cl
.. :
parowanie z 2 pz chlorów
..
Cl :
..
+
2pz
2(sp)
Rozmieszczenie przestrzenne chmury elektronowej jest takie samo dla
dwóch jak w (a) orbitali sp albo dla nałożenia pz i s.
Promocja wymaga nakładu energii ale ponieważ tworzą się nowe wiązania
to ta energia jest zwrócona z naddatkiem.
Cząsteczka jest liniowa. Dwa orbitale zhybrydyzowane sp są
umieszczone pod kątem 180 °, każdy obsadzony przez jeden elektron.
Bor tworzy trwałe związki typu BX3 o kącie XBX 120 o (X = Cl, F, Br).
Mieszamy jeden orbital 2s i dwa orbitale 2p atomu boru. Powstają trzy
orbitale leżące w płaszczyźnie. Jeden orbital typu p pozostaje
niezhybrydyzowany.
18
s
3 razy
sp2
p p
promocja
..
..
: Cl B Cl :
..
..
: Cl :
..
stan walencyjny
..
..
..
parowanie z 3 orb. pz chloru
..
:..Cl :..
B : Cl
.. :
: Cl :
..
:
:
2pz +
..
+ Cl
.. : + Cl
.. : + Cl
.. :
:
:
:
2s
+
2px
3(sp2)
Podaj hybrydyzację azotu w anionie NO2–
Metan CH4
C+4H
+ H + H+ H+ H
H
..
H : ..
C: H
H
Po promocji węgiel ma 4 niesparowane elektrony. Kształt przestrzenny
wiązań C—H w metanie wyobrażamy sobie jako wynik mieszania się
jednego orbitalu s i trzech orbitali p. Otrzymujemy cztery zhybrydyzowane orbitale sp3. Jest to operacja matematyczna – cztery orbitale
19
2sp3 opisują przestrzenny rozkład chmury elektronowej dokładnie tak,
jak zsumowanie jednego orbitalu 2s i trzech orbitali 2p (px, py i pz).
H.
3 orb. p i 1 orb. s
2s
4 orb. sp3
sp3
Atom węgla jest w
środku tetraedru,
kąt HCH = 109,5 o
C
Podaj hybrydyzację
azotu w kationie NH4+
+
i anionie NO43–.
2p
3 sztuki
Aldehyd mrówkowy H2C=O
Miesza się orbital 2s węgla z dwoma orbitalami 2p węgla. Otrzymujemy trzy hybrydy sp2. Tworzą one trzy wiązania σ, dwa z wodorem i
jedno z tlenem. Jeden orbital p nie bierze udziału w hybrydyzacji i
tworzy wiązanie o symetrii π z tlenem (σ + π = wiązanie podwójne).
Wiązanie podwójne z tlenem także wymusza dla tlenu hybrydyzację
20
sp2 i jeden niezhybrydyzowany p dla wiązania π z węglem.
sp2
H
p
C
O
..
..

sp2
+
O

C
H H
H
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki etenu C2H4.
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki fosgenu
COCl2. Podaj hybrydyzacje węgla i tlenu w tych cząsteczkach.
Acetonitryl CH3CN . H3C
C
N:
Miesza się orbital 2s węgla z orbitalem 2p węgla. Otrzymujemy dwie
hybrydy sp. Tworzą one dwa wiązania σ, jedno z węglem grupy CH3 i
jedno z azotem. Dwa orbitale p nie biorą udziału w hybrydyzacji i
tworzą dwa wiązania o symetrii π z azotem (σ + 2 π = wiązanie potrójne). Wiązanie potrójne wymusza także dla azotu hybrydyzację sp i
dwa niezhybrydyzowane orbitale p dla wiązań π z centralnym węglem.
21
Węgiel grupy CH3 tylko pojedyncze wiązania – hybrydyzacja sp3.
H
N
sp
sp
H
:
C
2 hybrydy
H
H3C
liniowo ustawione
kształt par elektronowych
C
N
C
N:
 
C
CH3(sp3)
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki etynu C2H2.
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki N2O. Podaj
hybrydyzacje węgla i tlenu i azotu w tych cząsteczkach. Jaka jest
hybrydyzacja azotu w N2 i węgla oraz tlenu w CO2..
Pentachlorek fosforu - chlorek fosforu (V) PCl5.
Atom centralny jest z trzeciego okresu. Orbitale d są stosunkowo łatwo
dostępne, mają dość niską energię i mogą wziąć udział w hybrydyzacji.
Miesza się orbital 3s z trzema orbitalami 3p i jednym 3d fosforu. Orbitale 3pz chloru nakładają się z orbitalami zhybrydyzowanymi fosforu
(5 hybryd sp3d ) i otrzymujemy pięć wiązań σ P-Cl.
s
sp3d
p
sp3d
d
Długości wiązań P-Cl w płaszczyźnie podsta
wy bipiramidy (ekwatorialne) są krótsze niż
wzdłuż osi trójkrotnej cząsteczki (aksjalne).
22
Trzy hybrydy sp3d ekwatorialne są inne niż
dwie hybrydy sp3d aksjalne.
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki BrF3. Jaka
jest hybrydyzacja jodu w tej cząsteczce. Geometria atomu centralnego BPT
= hybrydyzacja sp3d. Jaka jest hybrydyzacja centralnego jodu w anionie I3–
.
Heksafluorek siarki - fluorek siarki (VI) SF6.
Atom centralny jest z trzeciego okresu. Orbitale d są stosunkowo łatwo
dostępne, mają dość niską energię i mogą wziąć udział w hybrydyzacji.
Miesza się orbital 3s z trzema orbitalami 3p i dwoma 3d siarki. Orbitale 2pz fluoru nakładają się z orbitalami zhybrydyzowanymi siarki (6
hybryd sp3d2) i otrzymujemy sześć wiązań σ S-F.
s
p
sp3d 2
d
sp3d2
Hybrydy sp3d2 są identyczne, tylko
kierunek w przestrzeni jest inny
(patrz strzałki). Długości wiązań
w SF6 są identyczne.
Zastosuj podany model do wytłumaczenia budowy cząsteczki XeF4. Jaka
jest hybrydyzacja atomu fosforu w anioniePF6–.Liczba przestrzenna 6 =
geometria atomu centralnego oktaedr = hybrydyzacja sp3d2.
23
WIĄZANIE METALICZNE
Kryształy metali zbudowane są z jonów metali w sposób uporządkowany umieszczonych w przestrzeni oraz z bezładnie między nimi poruszających się elektronów. Jest to wszystko w równowadze.
K+
K+
Morze elektronów nadaje dobre
K+
elektron
przewodnictwo elektryczne i
K+
K+
K+
K+
K+
K+
połysk metaliczny.
24