Rodzaje wiązań

Magdalena Michalik

MSiB, gr 3

Cząstki budujące atom

Wielkość cząstek

Właściwości cząstek

Cząstka

Masa, g

Masa, u

Ładunek,

C

Symbol

Nukleo

ny

proton 1,6726*10

-

24

1,00728

+1,602*10

-

19

p

neutro

n

1,6749*10

-

24

1,00867

0

n

elektron

0,91096*1

0

-27

1/1836

-1,602*10

-19

e

Elektronowa struktura

atomów

• Elektrony o ujemnym ładunku otaczają

dodatnio naładowane jądra.

• Jądro zawiera prawie całą masę atomu,
lecz w porównaniu do całego atomu jest bardzo

małe.

• Elektrony poruszają się jedynie po ściśle

określonych orbitach atomowych zwanych
dozwolonymi lub stacjonarnymi.

• Elektrony znajdujące się na orbicie najbardziej

oddalonej od jądra nazywamy elektronami
walencyjnymi.

Wiązania chemiczne

• Wiązania chemiczne są wynikiem

oddziaływania atomów ze sobą.

• Rodzaj wiązania pomiędzy atomami

zależy od struktury atomu. Jest to
związane z różnym sposobem
uzyskiwania stabilnej elektronowej
konfiguracji zewnętrznej powłoki.

• Atomy dążą do uzyskiwania

konfiguracji gazu szlachetnego.

Rodzaje wiązań pierwotnych

• Wyróżniamy wiązania:

– jonowe
– kowalencyjne (atomowe)
– kowalencyjne spolaryzowane
– koordynacyjne
– metaliczne

Skala elektroujemności

Paulinga

Wiązanie jonowe

• To elektrostatyczne przyciąganie między

jonami o przeciwnych znakach, np. Na

+

Cl

-

w

NaCl. Atomy tworzące wiązanie jonowe

muszą się bardzo różnić elektroujemnością.

Dzięki temu, że elektron przechodzi z
zewnętrznej powłoki Na do Cl powstają

trwalsze

struktury elektronowe- każdy z atomów ma
całkowicie zapełnioną zewnętrzną powłokę.

• Między powstałymi jonami występują
siły elektrostatycznego przyciągania. Kation Na

+

przyciąga anion Cl- ze wszystkich kierunków
z taką samą siłą. Bezkierunkowy charakter
wiązań jonowych powoduje tworzenie się
struktur krystalicznych.

•

Poszczególne jony dążą do

tego, aby w ich bezpośrednim
sąsiedztwie była możliwie
największa liczba jonów
przeciwnych.

• Wiązanie jonowe występuje zawsze

pomiędzy atomami pierwiastków
metalicznych i niemetalicznych. Jest to
związane z właściwościami tych
pierwiastków. Atomy metali łatwo oddają
elektrony, natomiast atomy niemetali łatwo
je przejmują.

Wiązanie kowalencyjne

(atomowe)

• Powstaje wtedy, gdy dwa atomy mające

niesparowane elektrony stworzą z tych

elektronów wspólną parę elektronową.

Atomy tworzące wiązanie kowalencyjne

muszą mieć podobną, lub taką samą

elektroujemność, np. H-H.

• Uwspólnianie elektronów ma na celu

uzyskanie konfiguracji gazu

szlachetnego, ponieważ jest ona

najtrwalsza.

• Związki węgla, w których występują pojedyncze

wiązania między atomami węgla to związki
nasycone.

• Związki węgla, w których występują wiązania

podwójne lub potrójne to związki nienasycone.

• Związki nienasycone mogą podlegać reakcjom

chemicznym, w wyniku których nowe atomy
wchodzą do cząsteczki, np.C

2

H

4

może tworzyć

polietylen.

• W polietylenie w cząsteczkach polimerycznych

występują mocne wiązania kowalencyjne. Między
sąsiednimi cząsteczkami natomiast słabe wiązania
wtórne. Powodują one, że polimery mają małą
sztywność i wytrzymałość oraz niską temperaturę
topnienia.

• Czyste wiązania kowalencyjne występują

w diamencie, krzemie i germanie. W krzemianach
to dominujący tym wiązań. Występują także
w metalach wysokotopliwych (np. wolfram, molibden,
tantal).
Wiązania te są bardzo mocne, gdyż do ich zerwania
potrzeba bardzo dużo energii, stąd wysokie
temperatury topnienia powyższych pierwiastków.

• Wiązania kowalencyjne wykazują kierunkowość.

Działają w kierunku równoległym do linii łączącej środki
atomów.

Polietylen

Wiązanie kowalencyjne

spolaryzowane

• Powstaje wtedy, gdy dwa atomy mające

niesparowane elektrony stworzą z tych
elektronów wspólną parę elektronową.
Para ta przesunięta jest w stronę bardziej
elektroujemnego atomu.

Mechanizm powstawania
wiązania kowalencyjnego
spolaryzowanego w cząsteczce
chlorowodoru.

H- 2,1
Cl- 3,0

Wiązanie σ

• Wiązania kowalencyjne, koordynacyjne i kowalencyjne

spolaryzowane istnieją dzięki przenikaniu się orbitali.

• Wiązania typu σ powstają na skutek czołowego

przenikania się orbitali.

• Cząstki mające wiązania σ
Mają możliwość obrotu atomu
wokół osi wiązania

Powstawanie wiązania s w
cząsteczce H

2

(s-s)

Powstawanie wiązania s (s-p i p-p)

Wiązanie π

• Wiązania π tworzą się miedzy orbitalami p. Podczas

tworzenia tego wiązania orbitale p pochodzące od
dwóch różnych atomów, ustawiają się równolegle
do siebie i następuje tzw. Przenikanie boczne.

• Wiązanie π nie pozwala
w cząsteczce na swobodny obrót
atomów wokół osi wiązania.

Wiązania s i p w cząsteczkach etylenu i
acetylenu

Wiązanie metaliczne

• Podczas resublimacji i skraplania metali słabo związane z

jądrem atomu elektrony walencyjne oddzielają się od
atomu. Powstają elektrony swobodne.

• W kryształach metali węzły sieci

krystalicznej są obsadzone przez kationy,
natomiast elektrony poruszają się podobnie jak
cząsteczki w stanie gazowym. Elektrony tworzą
chmurę elektronową.

• Elektrony oraz kationy utrzymują się w obrębie kryształu

dzięki wzajemnym siłą przyciągania.

• Siła wiązania metalicznego zależy od energii przyciągania

pomiędzy kationami i elektronami oraz energii odpychania
między samymi kationami i samymi elektronami.

• Dzięki występowaniu chmury elektronowej metale dobrze

przewodzą prąd elektryczny.

Wiązanie koordynacyjne

• Jest to odmiana wiązania atomowego, w którym wiążącą parę

elektronów dostarcza jeden z atomów.

• Przykład:

Reakcja tworzenia się jonu amonowego z amoniaku i jonu
wodorowego przebiega z utworzeniem wiązania
koordynacyjnego polegającego na tym, że wiążąca czwarty
atom wodoru para elektronowa pochodzi od azotu. Amoniak
zawiera azot posiadający pięć elektronów walencyjnych 2s

2

p

3

.

Przy pomocy trzech elektronów wiąże kowalentnie trzy atomy
wodoru na cząsteczkę zachowując wolną parę elektronową.
W reakcji z protonem azot wytwarza czwarte
wiązanie za pomocą dwóch elektronów stanowiących
do tej pory wolną parę elektronową.

Oddziaływania

międzycząsteczkowe (wiązania

wtórne)

• To inne niż wiązania chemiczne siły

wiążące atomy i cząsteczki.

• Rozróżniamy oddziaływania:

– Siły van der Waalsa
– Wiązania wodorowe
– Oddziaływania między dipolami

chwilowymi

Siły van der Waalsa

• To słabe oddziaływania międzycząsteczkowe

powstające na skutek oddziaływania
elektrostatycznego pomiędzy różnoimiennymi
ładunkami pochodzącymi z ich asymetrycznego
rozkładu.

• Działają tylko na małych odległościach. Im

cząsteczki są bliżej położone, tym występują
między nimi większe siły van der Waalsa.

• Niepolarne cząsteczki węglowodorów silnie

rozgałęzionych przyciągają się słabiej niż
cząsteczki węglowodorów liniowych. Dlatego
tłuszcze nienasycone są ciekłe, a nasycone stałe.

• Atomy lub cząsteczki z asymetrią rozkładu
ładunków to dipole elektryczne.

• Wyróżniamy wiązania między dipolami
chwilowymi i wiązania między dipolami
trwałymi.

Wiązanie wodorowe

• Są to wiązania między dipolami trwałymi
• Wiązanie wodorowe występuje pomiędzy

kowalentnie związanym atomem wodoru,
a elektroujemnymi atomami sąsiedniej cząsteczki.

• Przykładem są mostki wodorowe występujące

pomiędzy atomami wody. Para elektronów przesunięta jest w
kierunku tlenu

• Wiązania wodorowe mają duże znaczenie w budowie materii

organicznej. Dwa łańcuchy DNA połączone są mostkami
wodorowymi.

Wpływ występowania wiązania

wodorowego na właściwości

związku

• W wodorkach niemetali, w których nie występują

wiązania wodorowe (grupa IV i VIII) temperatura

wrzenia i topnienia rośnie wraz ze wzrostem

masy cząsteczkowej

• Wodorki pierwiastków grup V, VI, VII zachowują

się inaczej. Dla substancji o małej masie

molowej: H

2

O, HF, NH

3

występują bardzo wysokie

temperatury topnienia i wrzenia w porównaniu z

ich cięższymi analogami. Jest to związane z

dodatkową energią potrzebną do rozerwania

wiązań wodorowych podczas uwalniania

cząsteczek w czasie zmiany stanu skupienia.

Temperatura wrzenia wybranych
wodorków i gazów szlachetnych

Porównaj:
H

2

O i H

2

S

HF i HCl
NH

3

i PH

3

Wiązania między dipolami

chwilowymi

• Atomy są chwilowymi dipolami, ponieważ

elektrony są w ciągłym ruchu i w danej
chwili środek ładunku dodatniego jądra nie
pokrywa się ze środkiem ładunku
ujemnego elektronów.

• Powstawanie chwilowych dipoli prowadzi

do powstawania sił przyciągania między
nimi. Tego typu siły powodują skraplanie
się gazów szlachetnych.

Energia wiązań

Bodowa cząsteczki a

właściwości fizykochemiczne

związku

• Materiały, dla których energia wiązania między atomami

jest duża charakteryzują się dużą wytrzymałością i
wysoką temperaturą topnienia.

• Typy wiązań występujących w materiałach inżynierskich:

W materiałach ceramicznych występują wiązania kowalencyjne

spolaryzowane.

Kowalencyjne

Metaliczne

Wtórne

Jonow
e

Ceramika i
szkło

Polimery

Półprzewodniki

Metale

• Wiązania między atomami wywierają duży wpływ

na zdolność materiałów do odkształceń trwałych

(plastycznych). Metale charakteryzują się dużą

plastycznością, gdyż przemieszczanie się w nich

poszczególnych części kryształu względem siebie

odbywa się bez większych zaburzeń struktury

krystalicznej.

• Plastyczność materiałów o wiązaniach jonowych

jest mniejsza niż metali. Na przykład przy

przemieszczaniu jednej części kryształu względem

drugiej powstaje bardzo wysokoenergetyczna

konfiguracja, gdy kationy znajdą się nad kationami,

a aniony nad anionami.

• Przemieszczanie się poszczególnych części

kryształu względem siebie w kryształach o

wiązaniach kowalencyjnych powoduje zrywanie

istniejących wiązań i powstawanie nowych. Ze

względu na kierunkowość wiązań kowalencyjnych

materiały z tymi wiązaniami są zawsze kruche

(mało plastyczne).

• Materiały o wiązaniach jonowych mają

małą przewodność elektryczną, gdyż

ładunki elektryczne są w nich przenoszone

dzięki przemieszczaniu się jonów, które ze

względu na wielkość nie przemieszczają

się tak łatwo jak jony tworzące chmurę

elektronową w metalach.

• Materiały o wiązaniach kowalencyjnych

także cechuje mała przewodność

elektryczna, ponieważ by elektrony mogły

się w nich przemieszczać i przenosić

ładunki elektryczne, muszą zostać

zerwane wiązania kowalencyjne, do czego

niezbędna jest wysoka temperatura lub

bardzo wysokie napięcie.

Literatura

• http://oen.dydaktyka.agh.edu.pl/dydaktyka/che

mia/a_e_chemia/index_start.htm

• Marek Blicharski „Wstęp do inżynierii

materiałowej” Wydawnictwa Naukowo-

Techniczne, 2001 r.

• Stanisława Hejwowska „Vademecum Matura

2009” Operon, 2008 r.

• http://www.chemia.dami.pl/wyzsza/rozdzial_V/wi

azania3.htm

• http://commons.wikimedia.org/wiki/File:NaCl-

Obtenci%C3%B3n-2.svg

• http://lc.brooklyn.cuny.edu/smarttutor/core3_21/

nature.html