chemia stosowana I temat wizania chemiczne rodzaje wiza

chemia stosowana I temat: wiązania chemiczne

rodzaje wiązań chemicznych Każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązanie jonowe – para elektronowa przechodzi całkowicie do jednego z atomów (A • + • B A+ + : B–),

rodzaje wiązań chemicznych Każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązanie atomowe (kowalancyjne) – Dwa atomy mającce niesparowane elektrony uwspólniają parę elektronową.

rodzaje wiązań chemicznych - elektroujemność Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – para elektronowa jest „przesunięta” w kierunku jednego z atomów.

H 2, 1 Li 1, 0 Na 0, 9 K 0, 8 Rb 0, 8 Cs 0, 7 Fr 0, 7 skala elektroujemności wg Paulinga Be 1, 5 Mg 1, 2 Ca 1, 0 Sr 1, 0 Ba 0, 9 Ra 0, 9 Sc Ti V Cr Mn Fe 1, 3 1, 5 1, 6 1, 5 1, 8 Y Zr Nb Mo Tc Ru 1, 2 1, 4 1, 6 1, 8 1, 9 2, 2 La Hf Ta W Re Os 1, 0 1, 3 1, 5 1, 7 1, 9 2, 2 Ac Rf Db Sg Bh Hs 1, 1 Co 1, 9 Rh 2, 2 Ir 2, 2 Mt Ni 1, 9 Pd 2, 2 Pt 2, 2 Cu 1, 9 Ag 1, 9 Au 2, 4 Zn 1, 6 Cd 1, 7 Hg 1, 9 B 2, 0 Al 1, 5 Ga 1, 6 In 1, 7 Tl 1, 8 Na. Cl H 2 O CH 4 He C 2, 5 Si 1, 8 Ge 1, 8 Sn 1, 8 Pb 1, 9 N 3, 0 P 2, 1 As 2, 0 Sb 1, 9 Bi 1, 9 O 3, 5 S 2, 5 Se 2, 4 Te 2, 1 Po 2, 0 F Ne 4, 0 Cl Ar 3, 0 Br Kr 2, 8 I Xe 2, 5 At Rn 2, 2

wiązania wielokrotne pierwsze wiązanie - współosiowe nakładanie orbitali - typ kolejne wiązania - poprzeczne nakładanie orbitali - typ

orbitale cząsteczkowe wzmocnienie fali - orbital wiążący wygaszenie fali - orbital antywiążący

orbitale cząsteczkowe orbital antywiążący wiązanie (współosiowe) orbital wiążący orbital antywiążący wiązanie (poprzeczne) orbital wiążący

dwuatomowe orbitale homojądrowe *1 s H 2 trwała *1 s He 2 nietrwała 1 s 1 s He 2+ trwała rząd wiązania: 1/ Rząd wiązania: 1/ ·(ilość e- na orbitalach wiążących - ilość e- na orbitalach antywiążących) 2 *2 s Li 2 2 s 2 s trwała *2 s Be 2 nietrwała 2 s 2 s 1 s 1 s 2

dwuatomowe orbitale homojądrowe *2 px N 2 rząd *2 py *2 pz 3 2 p 2 px rząd wiązania: 2 p O 2 *2 s 2 s 2 py 2 pz 2 px 2 s 2 p *2 s 2 2 p 2 py 2 pz 2 s wiązania: 2 s 2 s 2 s

dwuatomowe orbitale homojądrowe *2 px F 2 *2 py *2 pz 1 2 p *2 s 2 s 2 py 2 pz 2 px *2 s 2 s 0 2 p 2 px wiązania: 2 p 2 s nietrwała rząd wiązania: 2 py 2 pz Ar 2 rząd 2 s 2 s 2 s

dwuatomowe orbitale heterojądrowe Li. H * rząd HF rząd *HF wiązania: 1 2 s. Li 1 1 s. H 2 py. F 2 p. F 1 s. Li wiązania: 2 pz. F HF 2 s. F orbitale niewiążące

struktura metanu wszystkie wiązania równej długości wszystkie kąty równe (109, 5°)

hybrydyzacja orbitali atomowych Be 1 s 2 s Be 1 s 2 p 2 s 2 p Be 1 s 2 sp 2 py, z

hybrydyzacja orbitali atomowych B B 1 s 2 s 2 p B 1 s 2 sp 2 2 pz

hybrydyzacja orbitali atomowych etylen hybrydyzacja sp 2 cząsteczka płaska C 1 s 2 s 2 p C 1 s 2 sp 3 metan

hybrydyzacja orbitali atomowych acetylen hybrydyzacja sp cząsteczka liniowa allen sp 2 sp sp 2

zwiąki o hybrydyzacji sp 3

hybrydyzacje orbitali s i p sp C sp 2 N O sp 3

wiązanie koordynacyjne Ładunek formalny atomu – różnica między ilością elektronów w stanie wolnym i w cząsteczce związku chemicznego. (Elektrony tworzące wiązania dzieli się między związane atomy)

związki azotu z tlenem

struktury rezonansowe 1— 12 1 1 1— 12 1— 13

struktury rezonansowe 1— 13 izoelektronowe 1— 12 izoelektronowe

struktury izoelektronowe 1— 12 2— 12 anion azydkowy anion cyjanianowy anion piorunianowy anion rodankowy kation nitroniowy stały N 2 O 5 1— 12 2— 12

struktury związków węgla

hybrydyzacje z udziałem orbitali d 3 s 3 p P 3 s 3 p S 3 s S 3 s 3 p Xe 3 p 3 s 3 p Xe 3 d 3 d 3 s 3 p Xe 3 d dsp 3 d 2 sp 3 d 3 sp 3

hybrydyzacje z udziałem orbitali d dsp 3 d 2 sp 3 d 3 sp 3 dsp 2

hybrydyzacje z udziałem orbitali d dsp 3 d 2 sp 3 d 3 sp 3

kwasy tlenowe pierwiastków 3 okresu