Rafa Kwiek All rights reserved CHEMIA ORBITALE HYBRYDYZACJA

© Rafał Kwiek. All rights reserved. CHEMIA ORBITALE HYBRYDYZACJA BUDOWA MATERII WIĄZANIA CHEMICZNE

ORBITALE » Rodzaje orbitali » Kształty orbitali: S » Kształty orbitali: P » Kształty orbitali: D « Strona główna

ORBITALE « Strona główna » Rodzaje orbitali Orbital to funkcja falowa, będąca rozwiązaniem równania Schrödingera dla szczególnego przypadku układu jednego elektronu znajdującego się na jednej z powłok atomowych lub tworzących wiązanie chemiczne. Rodzaje orbitali • orbitale atomowe - orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych. • orbitale molekularne - orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą się z kolei na: • orbitale wiążące - w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania • orbitale antywiążące - w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. • orbitale niewiążące - w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

ORBITALE « Strona główna » Rodzaje orbitali • Wśród orbitali atomowych wyróżnia się: • • orbitale p - o kształcie "hantli" orbitale d i f - o bardziej złożonych kształtach w których występuje kombinacja "hantli" i torusów. Orbitale molekularne wiążące klasyfikuje się najczęściej na: • • orbitale s - o kształcie sferycznym orbitale σ - które powstają w wyniku czołowego nałożenia się orbitali s lub p (ścisła definicja: orbital σ nie ma płaszczyzn węzłowych zawierających oś międzyjądrową) orbitale π - które powstają w wyniku bocznego nałożenia się orbitali p, d lub f. ścisła definicja: orbital π ma dokładnie jedną płaszczyznę węzłową zawierającą oś międzyjądrową) orbitale δ - mają 2 płaszczyzny węzłowe zawierające oś międzyjądrową. Orbitale molekularne antywiążące przyjmują szereg, nieraz bardzo złożonych kształtów, które trudno jest opisać i narysować (między innymi dlatego, że są tworami "wirtualnymi", nie zawsze mają jakąkolwiek interpretację).

ORBITALE « Strona główna » Rodzaje orbitali Zapełnianie orbitali przez elektrony przebiega zgodnie z zakazem Pauliego. W danym stanie kwantowym może znajdować się jeden fermion - albo inaczej, że żadne dwa fermiony nie mogą w jednej chwili występować w dokładnie tym samym stanie kwantowym. W sformułowaniu szczególnym - Jeżeli wśród stanów jednocząstkowych wystąpią choćby dwa jednakowe stany, np. ψ1 = ψ2, to wyznacznik Slatera znika tożsamościowo. Zakaz Pauliego w sformułowaniu szczególnym stosuje się ściśle do układu jednakowych fermionów które nie oddziałują ze sobą. Dla układu jednakowych fermionów, które z sobą oddziałują ma znaczenie przybliżone. Zakaz Pauliego odgrywa ważną rolę przy opisie własności jąder atomowych i atomów. Stanowi punkt wyjścia dla zasady rozbudowy powłok elektronowych oraz wyjaśnienia okresowości konfiguracji elektronowych atomów. Reguła ta ma wielkie znaczenie w chemii i fizyce atomowej. Szereg fundamentalnych własności materii jest jej wynikiem, gdyż materia jest zbudowana właśnie z fermionów, z których najczęściej spotykane to protony, elektrony i neutrony.

ORBITALE « Strona główna » Kształty orbitali opisujących dany elektron w atomie lub cząsteczce zależą od usytuowania tych elektronów względem jąder oraz innych elektronów, które z kolei wynikają z liczb kwantowych przypisanych do danego elektronu. Usytuowanie to jest nazywane konfiguracją elektronową. Kształty orbitali w funkcji liczb kwantowych

ORBITALE » Kształty orbitali: S « Strona główna

ORBITALE » Kształty orbitali: P « Strona główna

ORBITALE » Kształty orbitali: D « Strona główna

HYBRYDYZACJA » Hybrydyzacja » Określanie hybrydyzacji » Kształty cząsteczek BUDOWA MATERII « Strona główna

HYBRYDYZACJA « Strona główna » Hybrydyzacja - w chemii kwantowej to matematyczne przekształcenie funkcji orbitalnych, polegające na "skrzyżowaniu" dwóch lub więcej orbitali atomowych, na skutek czego powstają nowe orbitale, posiadające inny kształt i energię. W istocie hybrydyzacja jest operacją matematyczną ułatwiającą skonstruowanie teorii orbitali walencyjnych, a nie rzeczywistym zjawiskiem fizycznym. Teoria hybrydyzacji została stworzona, aby wyjaśnić zmienną wartościowość pierwiastków oraz ich zdolność do tworzenia wiązań o różnych kątach, w różnych związkach chemicznych. Zrozumienie zasad hybrydyzacji jest pomocne przy teorii powstawania orbitali molekularnych. Koncepcja hybrydyzacji pojawia się w teorii wiązań kowalencyjnych. Orbitale wiązań chemicznych tworzy się nie ze "zwykłych" orbitali atomowych (jak w metodzie orbitali molekularnych), lecz z ich kombinacji liniowych - czyli hybryd. Hybrydy te tworzy się w taki sposób, by były "skierowane" wzdłuż osi wiązania. BUDOWA MATERII Nie ma sensu stwierdzenie, że hybrydyzacja wyjaśnia kształt cząsteczek (np. cząsteczki metanu). Przeciwnie - to z informacji o kształcie i symetrii cząsteczki wnioskuje się, jakiej użyć hybrydyzacji. Zastosowanie hybrydyzacji pozwala przedstawić orbital wiążący danego wiązania za pomocą kombinacji dwóch orbitali atomowych zhybrydyzowanych, po jednym od każdego z atomów tworzących wiązanie. Jest to koncepcyjne uproszczenie w stosunku do "zwykłej" metody LCAO MO, w której orbital molekularny jest zwykle kombinacją kilku, kilkunastu lub nawet kilkudziesięciu orbitali atomowych.

HYBRYDYZACJA » Określanie hybrydyzacji BUDOWA MATERII « Strona główna

HYBRYDYZACJA « Strona główna » Kształty cząsteczek Amoniak NH 3 Woda H 2 O Metan CH 4

HYBRYDYZACJA « Strona główna » Kształty cząsteczek Eten C 2 H 4 Etyn C 2 H 2 Benzyn C 6 H 6

BUDOWA MATERII » Budowa materii » Rozmiary atomów » Budowa atomu » Oznaczenia i symbole » Elektrony w atomie » Wartościowość pierwiastków » Właściwości pierwiastków a rozmieszczenie elektronów w atomie « Strona główna

BUDOWA MATERII « Strona główna » Budowa materii Materia ma budowę ziarnistą, nieciągłą, gdyż dowolnie mała przestrzeń pomyślana w jej wnętrzu nie jest nią całkowicie wypełniona. O nieciągłej budowie materii wnioskujemy z szeregu potocznych zjawisk. Na przykład proces dyfuzji, czyli zjawisko samorzutnego mieszania się różnych substancji we wszystkich stanach skupienia zachodzi dzięki temu, że pomiędzy skupieniami /cząsteczkami/ jednej substancji istnieją wolne przestrzenie, przez które mogą przenikać cząsteczki innej substancji. Przykładem jest proces dyfuzji jaki zachodzi w czasie parzenia herbaty w szklance. Zalana wrzątkiem herbata uwalnia esencję, która samorzutnie przemieszcza się w całej objętości naczynia. W wyniku samorzutnego przemieszczania się drobin wody i drobin substancji esencji następuje wyrównanie stężeń w całej objętości szklanki. W tym przypadku dyfuzja jest wywołana ruchem termicznym cząsteczek. Podczas dyfuzji stężenia wyrównują się i otrzymujemy mieszaninę jednorodną. Na rysunku 1 został przedstawiony proces dyfuzji jaki zachodzi między czystym rozpuszczalnikiem nawarstwionym na roztwór, który zawiera rozpuszczoną sól. Po pewnym czasie zaobserwujemy wyrównanie stężeń obu części. Gdyby materia była ciągła, wówczas nie występowałoby zjawisko dyfuzji (oraz np. rozchodzenie się zapachów)

BUDOWA MATERII « Strona główna » Budowa materii Pytanie - co jest najmniejszą częścią materii? Wyobraźmy sobie, że rozdrabniamy węgiel w moździerzu, który jest substancją prostą (pierwiastkiem). W czasie rozdrabniania rozpada sie na pył i dochodzimy do momentu, kiedy dalsze rozdrabnianie daje efektów. Okazuje się, że te najmniejsze drobiny jakie uzyskaliśmy w czasie rozdrabniania zawierają jeszcze mniejsze drobiny i to kilka tysięcy. Te najmniejsze drobiny niepodzielne posiadające właściwości pierwiastka nazywamy atomami. Podobny efekt osiągniemy rozdrabniając substancję złożoną (związek chemiczny). Ale te najmniejsze drobiny nazywamy cząsteczkami. Współczesny stan wiedzy o budowie materii przyjmuje, że z kolei atom zbudowany jest jeszcze z mniejszych składników tj. jądra, w którego niezwykle małej objętości skupiona jest niemal cała masa atomu, oraz elektronów znajdujących się w stosunkowo dużej przestrzeni otaczającej jądro. WAŻNE POJĘCIA

BUDOWA MATERII « Strona główna » Rozmiary atomów Jak mały jest atom? Badania atomów różnych pierwiastków pokazały, że jego średnica jest wielkością bardzo małą i wynosi ok. 0, 000002 = 2 * 10 -10 m, a masa ok. 0, 00000000000005 = 5 * 10 -26 kg. Atom jest tak mały, że nie dostrzeżemy go ani pod lupą, ani pod mikroskopem. Wyodrębnienie pojedyńczego atomu jest więc praktycznie niemożliwe. Obrazy atomów uzyskano dopiero niedawno przy olbrzymich powiększeniach w specjalnym mikroskopie; wyglądają one jak małe kulki. Trudno wyobrazić sobie, jak małe są atomy. Pewien pogląd na to mogą dać porównania.

BUDOWA MATERII » Rozmiary atomów « Strona główna

BUDOWA MATERII « Strona główna » Budowa atomu Atomów, ze względu na ich niewielkie rozmiary, nie można było bezpośrednio obserwować. Dlatego przez wiele lat od chwili opracowania podstaw atomu uważano je za niepodzielne. Wyobrażano je sobie jako kulki o różnych średnicach i masach. Dopiero prace i obserwacje wielu uczonych, doprowadziły do stworzenia modeli atomów. Jednym z uczonych był Rutherford który badając procesy rozpraszania cząstek ( rys. 2 ) przechodzących przez cienką folię metalową doszedł do przekonania, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym dodatnio naładowanym jądrze atomowym a na zewnątrz poza jądrem rozmieszczone są elektrony. Promienie jąder atomowych są rzędu 10 -14 do 10 -15 m. Wnioski które sformułował Rutherford stały się podstawą wszystkich współczesnych teorii budowy atomu. Badania procesów promieniotwórczych pozwoliły wyciągnąć wniosek, że jądra atomowe są również tworami złożonymi. Ustalono, że elementami składowymi jądra są neutrony i protony. Protonom i neutronom nadaje się często wspólną nazwę nukleonów. Gdybyśmy mogli powiększyć wymiary liniowe kawałka złotej folii 109 razy, obserwowalibyśmy go jako olbrzymi stos atomów o średnicy ponad pół metra. Praktycznie cała masa atomu byłaby jednak skoncentrowana w jądrze - o średnicy ok. 0, 025 mm, czyli o wielkości bardzo małego ziarenka piasku.

BUDOWA MATERII » Budowa atomu Części składowe atomu i ich charakterystyka WAŻNE POJĘCIA « Strona główna

BUDOWA MATERII « Strona główna » Oznaczenia i symbole Jądro składa się z Z protonów i N neutronów. Wobec tego liczba nukleonów (protonów i neutronów), będzie odpowiadać zaokrąglonej sumie protonów i neutronów, co zapisujemy równaniem. A=Z+N gdzie - A nosi nazwę liczby masowej i jest ona równa sumie protonów i neutronów. Liczba protonów (Z) i liczba masowa (A) są wielkościami charakterystycznymi dla określonego typu pierwiastka i przyjęto je symbolicznie oznaczać przy symbolu pierwiastka (rys. 4), co ma zastosowanie w układzie okresowym pierwiastków. Na rysunku 4 liczba nukleonów jest równa liczbie masowej. Przykłady z układu okresowego W tablicy układu okresowego wykorzystuje się skrótowe oznaczenia pierwiastka chemicznego (symbole pierwiastka) z dopisanymi wskaźnikami - dolny z lewej strony z podaniem liczby ładunkowej Z, górny - z podaniem liczby masowej A (rys. 5). Liczba ładunkowa nazywana jest liczbą atomową. • Wszystkie atomy danego pierwiastka cechuje stała liczba protonów w jądrze, określana jako liczba atomowa. • Liczba atomowa ustala miejsce pierwiastka w układzie okresowym. • Suma liczby protonów Z (liczba atomowa) i liczby neutronów N nazywa się liczbą masową.

BUDOWA MATERII « Strona główna » Oznaczenia i symbole Mając podaną liczbę masową i liczbę atomową możemy obliczyć liczbę neutronów jako różnicę N=A-Z Dla przykładu z rys. 5 atom sodu (Na) zawiera 11 protonów i N = 22 -11 = 11 neutronów, a uran (U) zawiera 92 protony i N = 238 - 92 = 146 neutronów. Często napisana przy symbolu pierwiastka liczba masowa nie ma wartości liczby całkowitej. Proton pod względem wartości bezwzględnej ma taki sam ładunek elementarny jak elektron, zatem Z jest liczbą ładunkową jądra, która dla elektrycznie obojętnych atomów jest równa liczbie elektronów w powłokach. Izotopy W 1912 roku J. J. Thomson, podczas badań promieniowania katodowego (promienie wysyłane przez katodę) w polu elektrycznym i magnetycznym, stwierdził występowanie dwóch rodzajów neonu (Z = 10), jednego o masie około 20 razy, a drugiego około 22 razy większej od protonu. Nazwano je izotopami, od greckich słów isos - taki sam i tops - miejsce (w układzie okresowym). Izotopy różnią się liczbą masową. W kolejnych latach badania nad pierwiastkami wykazały, że wszystkie znane pieriwastki mają dwa lub więcej izotopów.

BUDOWA MATERII « Strona główna » Oznaczenia i symbole Wszystkie atomy węgla (C), niezależnie od pochodzenia, mają 6 protonów i 6 elektronów. Ta ilość protonów i elektronów określa wartość liczby atomowej. Jest to uwidoczniane w postaci zapisu przy symbolu pierwiastka jako wskaźnik dolny z lewej strony symbolu pierwiastka: Druga liczba nazywana, "liczbą masową" jest zapisywana z lewej strony jako górny wskaźnik. I okazuje się, że dla atomu węgla ma ona dwie wartości, tj. 12 i 14 (rys. 9). W powyższym przykładzie izotop węgla ma 6 protonów i 6 neutronów. Następny izotop węgla: ma 6 protonów (liczba atomowa) i 8 neutronów (8=14 -6). Te izotopy znane są jako "węgiel-14" i "wegiel-12". Z ogólnej ilości izotopów węgla - węgla-12 jest najwięcej (ok. 99%). Większość naturalnych pierwiastków zawiera mieszaninę różnych izotopów. Najwięcej typów trwałych izotopów zawiera cyna - bo aż 10 rodzajów. Pierwiastków czystych składających się z jąder (izotopów) tylko jednego rodzaju jest 22 tj. Be, F, Na, Al. , P, Sc, V, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pr, Tb, Ho, Tm, Tl, Au, Bi. Izotopy tego samego pierwiastka mają bardzo zbliżone właściwości chemiczne, ponieważ o właściwościach chemicznych atomu decyduje liczba elektronów oraz energia oddziaływań. WAŻNE POJĘCIA

BUDOWA MATERII « Strona główna » Elektrony w atomie Powłoki elektronowe Co to jest elektron? Nasza wiedza o elektronowej budowie atomów powstała głównie dzięki badaniu światła wysyłanego przez atomy, pobudzane działaniem wysokiej temperatury, łuku elektrycznego lub iskry. Światło emitowane przez atomy składa się z linii o określonych częstotliwościach drgań; określa się je jako widmo liniowe atomu. Dopiero w 1913 roku N. Bohr dał podwaliny pod niezwykły postęp z zrozumieniu budowy atomu, opracowując model budowy atomu wodoru. Pózniejsze uzupelnienia tej teorii nie zmieniły jej podstawowych założeń, ale wzbogacona aparatem matematycznym dała nam pełny obraz budowy atomu, zjawisk jakie obserwujemy podczas reakcji chemicznych i budowy cząsteczek. N. Bohr proponując model atomu wodoru, przyjął następujące założenia; » elektron krąży wokół jądra na jednej ze stacjonarnych orbit » emisja lub absorbcja promieniowania jest wynikiem zmiany orbity stacjonarnej Przyjęta przez N. Bohra założenia sprawdzały się tylko dla atomu wodoru, natomiast dla atomow wieloelektronowych nie sprawdzały się. W kolejnych latach badania samego elektronu pokazały, że w swojej naturze ma on cechy falową i materialną, dlatego nie jesteśmy w stanie dokładnie określic jego położenia w atomie. Ostąpiono od pojęcia "orbita" a w to miejsce wprowadzono pojęcie "powłoka", a elektron spostrzegany jest jako "chmura elektronowa" posiadającą swoją energię. Mówi się, że elektrony o zbliżonych energiach zajmują jedną powłokę a jeżeli różnią się energią to zajmują różne powłoki (oznaczone przez n = 1, 2, 3, 4, . . ).

BUDOWA MATERII « Strona główna » Elektrony w atomie Powłoki elektronowe Powłoki oprócz oznaczeń cyfrowych opisuje się często symbolami literowymi (patrz tabela) Rozmieszczenie powłok K, L, M, N w atomie przedstawia rysunek 7. Każda z powłok może pomieścic maksymalnie ściśle określoną ilośc elektronów, która wynosi: K - 2, L - 8, M - 18, N - 32, O - 50. Oznaczenia K, L, M, N, O, P są obecnie traktowane jako historyczne i nie zaleca się ich stosować.

BUDOWA MATERII « Strona główna » Elektrony w atomie Zmiana poziomów energetycznych i towarzyszące im zjawiska Elektrony w atomie mogą zmieniać poziomy energetyczne (powłoki). Jeżeli elektron przechodzi z poziomu wyższego na niższy to wtedy będziemy obserwowali emisję światła (patrz rysunek 8) Chcąc przenieść elektron z poziomu niższego na wyższy musimy dostarczyć energie do atomu. Zapełnianie powłok elektronami następuje od powłok najbliżej położonych jądra, tj. powłoki 1 (K), dalej 2 (L), itd. Na zewnętrznej ostatniej powłoce znajdują się elektrony słabo związane z jądrem atomu. Elektrony te nazywamy elektronami walencyjnymi. Elektrony walencyjne Znając ilość elektronów w atomie, kolejność zapełniania powłok i ich maksymalną pojemność, jesteśmy w stanie zbudować modele atomów.

BUDOWA MATERII » Elektrony w atomie Elektrony walencyjne Przykładem są modele atomów sodu (Na) i magnezu (Mg) (patrz rysunki 9 i 10). Ilości elektronów walencyjnych w przedstawionych modelach odpowiednio wynoszą: » 1 elektron walencyjny dla sodu (Na) » 2 elektrony walencyjne dla magnezu (Mg). Konfiguracje elektronowe Często rozmieszczenie elektronów na powłokach przedstawia się pod postacią tzw. konfiguracji elektronowej. W tym sposobie wykorzystujemy symbole literowe powłok, dopisując przy symbolu powłoki ilości elektronów. Przykład: Na - K 2 L 8 M 1, Mg - K 2 L 8 M 2, lub inaczej Na - (2, 8, 1), Mg - (2, 8, 2) « Strona główna

BUDOWA MATERII « Strona główna » Elektrony w atomie Elektrony walencyjne W tabeli zamieszczonej niżej przwedstawiono kofiguracje elektronowe pierwiastków o liczbach atomowych od 1 do 20. Symboliczne przedstawianie elektronów walencyjnych Często ilości elektronów walencyjnych rysuje się kropkami przy symbolu pierwiastka (patrz rysunek). WAŻNE POJĘCIA

BUDOWA MATERII « Strona główna » Wartościowość pierwiastków Stosunki ilościowe w związkach chemicznych Wiemy już, że pierwiastki łączą sie ze sobą tworząc związek chemiczny, którego najmniejszą częścią jest cząsteczka. I tu pojawia się pytanie, czy pierwiastki mogą łączyć się ze sobą w dowolny sposób i od czego to zależy Otóż dowiedziono, że pierwiastki łączą się ze sobą w określonym porządku i określonych stosunkach ilościowych. Przykładem woda o wzorze chemicznym H 2 O z którego wynika, że zawsze w cząsteczce wody na jeden atom tlenu przypadają dwa atomy wodoru. Podobnie mamy do czynienia wśród innych związków chemicznych. Dlatego chemicy wprowadzili pojęcie wartościowości pierwiastka Definicja wartościowości

BUDOWA MATERII « Strona główna » Wartościowość pierwiastków Co to oznacza? To oznacza, że znając stosunki ilościowe w cząsteczkach w których występują atomy wodoru lub tlenu połączone z innym pierwiastkiem, możemy zawsze obliczyć wartościowość tego pierwiastka. Przykład - określenie wartościowości pierwiastków w cząsteczce NH 3. Wodór zgodnie z definicją jest jednowartościowy. Ponieważ na jeden atom azotu przypadają trzy atomy wodoru to oznacza, że atom azotu jest trójwartościowy. 3*IH = 1*IIIN Przykład - określenie wartościowości pierwiastków w cząsteczce Mg. O. Tlen zgodnie z definicją jest dwuwartościowy. Ponieważ na jeden atom magnezu przypada jeden atom tlenu dwuwartościowego. To oznacza, że magnez jest dwuwartościowy. 1*IIO = 1*IIMg

BUDOWA MATERII « Strona główna » Wartościowość pierwiastków Przykład - określenie wartościowości pierwiastków w cząsteczce P 2 O 5 W tym przykładzie pięć atomów dwuwartościowego tlenu wnosi 10 wartościowości, które przypadają na 2 atomy fosforu, przeto fosfor jest pięciowartościowy. 5*IIO = 2*VP Wartościowość a elektrony walencyjne Od czego zależy wartościowość pierwiastka w związkach Otóż okazało się, że wartościowość zależy głównie od konfiguracji elektronowej atomów pierwiastka a szczególnie ilości elektronów walencyjnych. Ilość elektronów walencyjnych określa maksymalną wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych. np. > wodór (konfiguracja K - (1) - jeden elektron walencyjny) jest jedno wartościowy > siarka (konfiguracja K - (2, 8, 6) - sześć elektronów walencyjnych) jest dwuwartościowa w związku z wodorem, cztero- lub sześciowartościowa w związkach chemicznych z tlenem > chlor (konfiguracja K - (2, 8, 7) - siedem elektronów walencyjnych) jest jednowartościowy w związku chemicznym z wodorem (HCl), ale z tlenem siedmiowartościowy > węgiel (konfiguracja K - (2, 4) - cztery elektrony walencyjne) bywa czterowartościowy w związkach z tlenem i wodorem (CO 2, CH 4) i dwuwartościowy z tlenem (CO)

BUDOWA MATERII » Wartościowość pierwiastków Zastosowanie wartościowości Do czego wykorzystamy wartościowość? Zastosowania: > w nazewnictwie związków chemicznych (tlenek siarki(IV), tlenek siarki(VI)) > rysowaniu kreskowych wzorów chemicznych (będzie w kolejnych rozdziałach) Ustalanie wartościowości pierwiastków w związkach chemicznych Wartościowość innych pierwiastków w związkach chemicznych ustala się na podstawie; > znanej wartościowości tlenu i wodoru wykonując odpowiednie obliczenia > informacji odczytanych z układu okresowego pierwiastków WAŻNE POJĘCIA « Strona główna

BUDOWA MATERII « Strona główna » Właściwości pierwiastków a rozmieszczenie elektronów w atomie Położenie pierwiastka w układzie okresowym a ilość elektronów walencyjnych Konfiguracje elektronowe, które były przedstawione w rozdziale "Elektrony w atomie" wskazują na okresową powtarzalność konfiguracji elektronowych powłok walencyjnych tj. tych powłok na których znajdują się elektrony walencyjne. Daje się zauważyć, że w obrębie tej samej grupy głównej, pierwiastki mają jednakową ilość elektronów walencyjnych. Przykład Czyli > pierwiastki grupy 1 (litowce) mają po jednym elektronie walencyjnym > grupy 2 (berylowce) - dwa elektrony walencyjne > grupy 13 (borowce) - trzy elektrony walencyjne > grupy 14 (węglowce) - cztery elektrony walencyjne > grupy 15 (azotowce) - pięć elektronów walencyjnych > grupy 16 (tlenowce) - sześć elektronów walencyjnych > grupy 17 (fluorowce) - siedem elektronów walencyjnych > grupy 18 (helowce) - osiem elektronów walencyjnych

BUDOWA MATERII « Strona główna » Właściwości pierwiastków a rozmieszczenie elektronów w atomie Położenie pierwiastka w układzie okresowym a ilość elektronów walencyjnych Mając na uwadze powyższe spostrzeżenia, możemy zapisać, że właściwości pierwiastka zależą przede wszystkim od liczby elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej. A to oznacza również, że maksymalna wartościowość pierwiastków będzie wynosiła; > pierwiastki grupy 1 (litowce) - I > grupy 2 (berylowce) - II > grupy 13 (borowce) - III > grupy 14 (węglowce) - IV > grupy 15 (azotowce) - V > grupy 16 (tlenowce) - VI > grupy 17 (fluorowce) - VII I właśnie ta ostatnia uwaga może być wykorzystana do wyznaczania wartościowości innych pierwistków jak wodór i tlen. Przykład - określenie wartościowości pierwiastków w cząsteczce Na 2 S. Sód (Na) jako pierwiastek I grupy układu okresowego jest jednowartościowy (Na. I). Ponieważ na jeden atom siarki przypadają dwa atomy sodu. To oznacza, że siarka jest dwuwartościowa (SII) - Na 2 ISII.

BUDOWA MATERII « Strona główna » Właściwości pierwiastków a rozmieszczenie elektronów w atomie Elektrony walencyjne a właściwości pierwiastka Otóż typowe metale takie jak, sód, magnez, glin, wapń mają na powłokach walencyjnych 1, 2 lub 3 elektrony. Czym charakteryzują się metale to już wiemy (połysk metaliczny, kowalność, przewodnictwo elektryczne, itp. ). Niemetale różnią się właściwościami od metali, a ich atomy mają większą w porównaniu z metalami liczbę elektronów walencyjnych, tj. 4, 5, 6 lub 7. Helowce ( gazy szlachetne), to pierwiastki trwałe, ponieważ mają kompletnie wypełnione powłoki walencyjne. Tych elektronów walencyjnych jest 8. Taki układ, który ma 8 elektronów walencyjnych charakteryzuje się dużą trwałością i odpornością na reakcje chemiczne. Dlatego helowce w stanie wolnym występują w postaci pojedynczych atomów i nie tworzą związków chemicznych z innymi pierwiastkami. Jak zmieniają się wymiary atomów ze zmianą ilości elektronów? Wielkość atomu określa promień najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej. W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro. Tak więc w poszczególnych okresach litowce mają największe promienie atomów, a flourowce najmniejsze. W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych. Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu. Zostało to przedstawione na rysunku poniżej

WIĄZANIA CHEMICZNE » Rodzaje wiązań » Wiązanie jonowe » Wiązanie atomowe » Wiązanie międzycząsteczkowe » Wiązanie wodorowe » Wiązanie kowalencyjne « Strona główna

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Rodzaje wiązań WIĄZANIA CHEMICZNE - są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy różnymi grupami chemicznymi, tj. atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami. Według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek połączenia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z atomu na atom i utworzenia tzw. pary jonowej. Do utworzenia typowego wiązania chemicznego potrzeba minimum dwóch elektronów, zwykle po jednym z każdego atomu. • Wiązanie, które tworzą dwa elektrony nazywa się wiązaniem pojedynczym • Gdy uczestniczących elektronów jest cztery, mamy do czynienia z wiązaniem podwójnym • Gdy dzielonych elektronów jest sześć, mamy do czynienia z wiązaniem potrójnym Wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne występują dość powszechnie. Dużo mniej często spotykane są wiązania o większej krotności, niemniej istnieje kilkaset związków w których występują wiązania poczwórne oraz są też pierwsze doniesienia naukowe o istnieniu wiązań sześciokrotnych.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie jonowe Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektro-dodatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych, które w stanie stałym tworzą sieć jonową. Powszechnie znanym przykładem wiązania jonowego jest wiązanie między jonem sodu i jonem chloru w chlorku sodowym Na+Cl- lub między jonami magnezu i chloru w chlorku magnezu Cl-Mg 2+Cl-. Przykłady przedstawiające mechanizm tworzenia wiązania jonowego w cząsteczkach Na. Cl : W czasie zbliżenia się atomów następuje całkowite przejście elektronów walencyjnych od atomu mniej elektroujemnego do atomu bardziej elektroujemnego.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie jonowe Powstają jony, które przyciągają się siłami elektrostatycznego przyciągania. Każdy z jonów jest w stanie przechwycić z otoczenia jony o przeciwnym znaku. Jeżeli nie wystąpi oddziaływanie czynników zewnętrznych i jony nie mogą przemieszczać się tworzą sieć krystaliczną. W takiej sieci krystalicznej nie ma cząsteczek a są rozmieszczone w przestrzeni jony. Rysunek przedstawia strukturę chlorku sodowego w którym każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi i nie można rozróżnić, który z jonów sodu do którego z jonów chloru należy i na odwrót. Cały kryształ można tu traktować jako jedną cząsteczkę. Siły działające w układach o wiązaniu jonowym są znaczne, więc temperatura topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo wysoka. "Całkowita" wymiana elektronów jest możliwa tylko między atomami znacznie różniącymi się elektroujemnościami.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie jonowe Typowymi związkami jonowymi są halogenki, tlenki oraz siarczki litowców i berylowców. Z wiązaniem jonowym spotykamy się również w cząsteczkach soli kwasów tlenowych, które występuje między kationem metalu a anionem reszty kwasowej. Charakterystyczne dla związków chemicznych o budowie jonowej jest przewodzenie prądu elektrycznego po stopieniu lub rozpuszczeniu w wodzie. Definicja wiązania jonowego: Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić przeskakują na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym anionem a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się dodatnio naładowanym kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie atomowe Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemnych. Podobnie jak w wiązaniu jonowym, wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H 2, Cl 2, O 2, N 2 itp. Przykładem jest wodór dla którego pojedynczy atom ma jeden elektron. Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. Każdy atom wodoru "wykorzystuje" wspólnie dwa elektrony i z tego powodu cząsteczka wodoru jest uboższa energetycznie niż dwa oddzielne atomy a konfiguracja elektronowa staje podobna do konfiguracji helu; toteż, aby rozbić cząsteczkę wodoru na atomy, należy doprowadzić do niej pewną ilość energii. W podobny sposób powstają cząsteczki chloru, bromu, jodu i innych. Wzory cząsteczek wodoru i chloru przedstawiamy symbolami, w których elektrony walencyjne oznaczone są kropkami. Pary elektronowe można oznaczać również kreskami. Otrzymuje się wówczas klasyczne wzory strukturalne cząsteczek: np: H 2 → H ___ H Cl 2 → Cl ___ Cl

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie atomowe Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu noszą nazwę wolnych elektronów. Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązania podwójne lub potrójne. 2 elektrony = dublet 8 elektronów = oktet Odpowiednio dla tlenu wiązanie w cząsteczce tlenu możemy przestawić schematem: di = 2 tri = 3 tetra = 4 penta = 5

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie atomowe Definicja wiązania atomowego: Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np. : dwoma atomami wodoru). Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - tzn. nie wykazujące nierówności w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie międzycząsteczkowe – in. wiązanie siłami van der Waalsa Opisane wcześniej typy wiązań chemicznych tłumaczą łączenie się atomów i jonów w cząsteczki w stanie stałym, ciekłym i gazowym; natomiast nie tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo atomy helowców. To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się występowaniem sił van der Waalsa. W tablicy poniżej podane są przykłady atomów gazów szlachetnych pomiędzy którymi działają jedynie siły van der Waalsa utrzymując je razem. Wielkość tych sił podawana jest w jednostkach erg * cm 6. Dla porównania podano także temperatury wrzenia odpowiednich pierwiastków. Z przedstawionych w tabeli danych widać, że wzrost sił van der Waalsa powoduje wzrost temperatury wrzenia helowców. Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach. A konkretnie polegają one na przyciąganiu się szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli. W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie międzycząsteczkowe Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości. Definicja wiązania międzycząsteczkowego: Oddziaływania międzycząsteczkowe to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. np: wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe. Tworzeniem się tego rodzaju konglomeratów powiązanych rozmaitymi oddziaływania międzycząsteczkowymi zajmuje się chemia supramolekularna.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie wodorowe W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu uniwersalnego występują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich wiązanie wodorowe. Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi. Wiązania wodorowe mogą tworzyć się pomiędzy różnymi cząsteczkami. Takie wiązanie nosi nazwę międzycząsteczkowego wiązania wodorowego. Przykładem mogą być wiązania tworzące się pomiędzy cząsteczkami wody, co jest przyczyną asocjacji cząsteczek wody. Ten typ wiązania wpływa, miedzy innymi na wartość temperatury wrzenia i temperatury topnienia oraz rozpuszczalności wody. Definicja wiązania wodorowego: Wiązanie wodorowe ogólnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można też przyjąć, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa słabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom.

« Strona główna WIĄZANIA CHEMICZNE » Wiązanie kowalencyjne W przeciwieństwie do wiązań jonowych, przy powstawaniu wiązań tego typu nie następuje całkowite przejście elektronów walencyjnych od jednego atomu do drugiego, lecz jedynie uwspólnienie elektronów pochodzących z obu atomów i utworzenie jednej, dwóch lub trzech par elektronów wiążących, wspólnie użytkowanych, przez oba atomy. W utworzonych parach elektronowych spiny elektronów łączących się w pary są przeciwne, tzn. że elektrony obracają się wokół swych równolegle ustawionych osi, lecz w kierunkach przeciwnych. Wiązania kowalencyjne należą do typu wiązań najmocniejszych (najbardziej trwałych). Definicja wiązania kowalencyjnego: Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest różna od 0, ale nie jest zbyt duża. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własności dipolowe). Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi.