W jaki sposób atomy łącząc się

tworzą cząsteczki i dlaczego

powstają wiązania chemiczne?

Dowód:

utworzona cząsteczka musi być

trwalsza niż

poszczególne

atomy

powstawanie cząsteczki musi być

korzystne

energetycznie

gazy szlachetne

nie mogą osiągnąć mniejszej

energii tworząc związki chemiczne, czyli

posiadające trwałą konfigurację

cząsteczki powstają

jedynie wówczas,

gdy

w wyniku reakcji

każdy atom osiąga

trwała konfigurację

Konfiguracja gazu szlachetnego

może być osiągnięta w wyniku:

Pierwiastki można podzielić

na:

oddawania
elektronów

przyłączania
elektronów

uwspólniania
elektronów

elektrododatnie

- atomy łatwo oddają

elektrony

elektroujemne

- atomy przyłączają

elektrony

nie wykazujące tendencji ani do

oddawania ani do przyłączania

elektronów

Podstawowe-graniczne typy

wiązań chemicznych:

pierwiastek
elektrododatni

pierwiastek
elektroujemny

+

pierwiastek
elektroujemny
pierwiastek
elektroujemny

+

pierwiastek
elektrododatni

pierwiastek
elektrododatni

+

wiązanie
jonowe

Na Na

+

+

e

-

Cl + e

-

Cl

-

Na

+

+ Cl

-

NaCl

Cl

-

+ Cl

-

Cl

2

wiązanie
kowalencyjne

wiązanie
metaliczne

Me Me

Me Me

Typy wiązań
chemicznych:

powstaje wskutek elektrostatycznego
przyciągania się różnoimiennych jonów

Wiązanie jonowe -
elektrowalencyjne

powstaje przy udziale wspólnej pary
elektronowej

Wiązanie atomowe - kowalencyjne

jest wiązaniem z przesunięciem wiążącej

pary elektronowej w kierunku bardziej

elektroujemnego atomu

Wiązanie pośrednie – atomowe
spolaryzowane

występuje przeważnie w nienasyconych
związkach organicznych o sprzężonych
wiązaniach podwójnych

Wiązanie
zdelokalizowane

dodatnie jony są otoczone morzem
elektronowym

Wiązanie
metaliczne

tworzy się dzięki wiążącemu
działaniu protonu, który łączy ze
sobą dwie cząsteczki

Wiązanie
wodorowe

polega na oddziaływaniu na siebie
dipoli trwałych, dipoli indukowanych
lub elektronów w ruchu

Wiązanie van der Waalsa -
międzycząsteczkowe

Elektronowa teoria wiązania
chemicznego

pierwsza teoria

wyjaśniająca w

sposób uproszczony zjawisko
łączenia się atomów
opiera się na dużej

trwałości

konfiguracji

oktetowej

elektronów

walencyjnych

,

charakterystycznej dla gazów
szlachetnych

Kossel i Lewis -1916r

Langmuir - 1919r

Wiązanie jonowe

Atomy

znacznie

różniące

się

elektroujemnością

osiągają

konfigurację

oktetową

przez

przesunięcie elektronów

przesunięcie elektronów

od mniej do

bardziej elektroujemnego atomu

bardziej elektroujemnego atomu

Tworzenie się wiązania jonowego przez
przeskok elektronu z zewnętrznej warstwy
elektronowej jednego atomu na warstwę
zewnętrzną drugiego atomu

Wiązanie

jonowe

polega

na

elektrostatycznym

przyciąganiu

się, zgodnie z prawem Coulomba,

jonów odmiennego znaku

Energię wzajemnego przyciąganie się jonów
opisuje wzór:

Gdzie:

Q

1

– ładunek jonu 1

Q

2

– ładunek jonu 2

d – odległość
między środkami
obu jonów

Wiązanie kowalencyjne

(atomowe)

Atomy tego samego pierwiastka mogą
osiągać

konfigurację

gazu

szlachetnego

przez

uwspólnienie

elektronów wiążących.

Schemat wiązań atomowych w dwuatomowych

cząsteczkach:

a) wodoru H

2

b) chloru Cl

2

c) tlenu O

2

Schemat wiązań atomowych w

cząsteczce:

a) metanu CH

4

W zależności od liczby uwspólnionych
elektronów

wiązania

kowalencyjne

możemy podzielić na:

pojedyn
cze



uwspólniona

1

para

elektronów
 zapisujemy w postaci H-H
lub H:H


w

połowie

zapełniony

orbitale

walencyjne

obu

atomów zachodzą na siebie
wzajemnie (H

.

+

.

H H:H

)

podwójn
e



uwspólnione

2

pary

elektronów
 zapisujemy w postaci C=C
lub C::C
 O

:

+

:

O O

::

O

potrójne

 uwspólnione 3 pary elektronów
 zapisujemy w postaci N N lub

N:::N
 N

:.

+

.:

N N

:::

N

Wiązania

kowalencyjne

wielokrotne

występują

w

większości

związków

organicznych:

pojedyn
cze (np.
C

2

H

6

)

Podwójn
e (np.
C

2

H

4

)

Potrójne
(np.
C

2

H

2)

W cząsteczkach związków o izolowanych wiązaniach
wielokrotnych

elektrony

są

zlokalizowane

w

określonej przestrzeni

pomiędzy dwoma atomami

węgla.

Wiązanie zdelokalizowane

Układy zdelokalizowane charakterystyczne są dla
arenów

(związków aromatycznych). Przykładem jest

cząsteczka benzenu. Dla zaznaczenia delokalizacji,
sekstet elektronów zaznacza sie w pierścieniu
benzenowym za pomocą kółka.

Właściwości związków o

wiązaniach jonowych i

kowalencyjnych

Związki o wiązaniach jonowych:

Są bardzo

twarde

Mają na ogół

wysokie temperatury topnienia i

wrzenia

Są

zbudowane z jonów dodatnich i ujemnych

rozmieszczonych w sposób uporządkowany w
sieci przestrzennej

Związki o wiązaniach kowalencyjnych:

dlatego związki o wiązaniach kowalencyjnych są
często:

są zwykle zbudowane z

oddzielnych cząsteczek

w fazie stałej między cząsteczkami działają
jedynie

słabe siły van der Waalsa

wiązania między atomami są kierunkowe i

bardzo mocne

gazami

cieczami

substancjami stałymi o małej twardości i
niskiej temperaturze topnienia

Przewodnictwo

W krysztale jonowym jony są uwięzione w
określonych miejscach sieci krystalicznej, nie
mogą więc przemieszczać się i przewodzić
elektryczności

Zarówno w stanie stałym, jak ciekłym i gazowym
nie zawierają one ładunków elektrycznych i nie
przewodzą prądu

Związki jonowe w stanie stopionym lub w
roztworze

przewodzą elektryczność

Związki kowalencyjne są

izolatorami

Rozpuszczalnoś

ć

ZWIĄZKI JONOWE są zwykle rozpuszczalne w

rozpuszczalnikach polarnych

np. woda metanol

ZWIĄZKI KOWALENCYJNE nie rozpuszczają się na ogół

w

rozpuszczalnikach

polarnych,

są

natomiast

rozpuszczalne w

cieczach niepolarnych

np. benzen heksan

Zderzenia

między

reagującymi

cząsteczkami prowadzą do reakcji
jedynie w przypadku, gdy cząstki te
posiadają dostateczną energię.

Zdolność do

reakcji:

Związki kowalencyjne

reagują na

ogół

wolno,

gdyż konieczne jest tu

zwykle

rozerwanie

wiązania

i

podstawienie

lub

przyłączenie

innej grupy.

Reakcje

jonowe

przebiegają

z

reguły

szybko,

wymagają bowiem

tylko zderzenia się reagujących
cząsteczek.

Wiązanie pośrednie –

atomowe spolaryzowane

Wiązanie przez parę elektronową ale para
elektronowa tworząca wiązanie jest

przesunięta w

kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego

Wiązanie

pośrednie między jonowym a atomowym;

powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy
pierwiastków różniących się elektroujemnością,
lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia
wiązania jonowego.

Cząsteczki

z

wiązaniami

kowalencyjnymi

spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego,
niesymetrycznego

w

stosunku

do

środka

cząsteczki, rozmieszczenie ładunków

wykazują

biegunowość.

W cząsteczkach tych wyróżnić

można biegun dodatni i ujemny.

H :Cl

Cząsteczki

o

budowie

polarnej

nazywamy

DIPOLAMI,

tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.

(Inaczej =>

DIPOL

jest to układ dwóch, równej

wielkości lecz o przeciwnym znaku ładunków
elektrycznych, znajdujących się w pewnej od siebie
odległości).

Moment dipolowy wyrażany jest w jednostkach

zwanych

debajami (D)

1D = 0,33333

.

10

-27

C

.

cm

 = el

moment

dipolowy -

iloczyn

bezwzględnej

wartości ładunku jednego z
biegunów

dipola

q

i

odległości

między

biegunami

l

Moment dipolowy jest wielkością

kierunkową,

ma

zwrot od bieguna ujemnego do bieguna

dodatniego

w kierunku osi dipola łączącej

przeciwne ładunki.

cząsteczka

Cl

2

O

2

CO Na

J

KC

l

KJ HF HC

l

HB

r

HJ

moment

dipolowy

[D]

0

0

0,1

1

4,9 6,8 6,8 1,9

1

1,0

4

0,7

9

0,3

8

Wartość momentów dipolowych niektórych

cząsteczek dwuatomowych:

Symetryczne cząsteczki nie mające momentu

dipolowego:

C

Cl

C

Cl

H

H

C

2

H

2

Cl

2

trans

dichloroetylen

H

2

CO

2

Symetryczne cząsteczki nie mające momentu

dipolowego:

C

6

H

6

benze

n

C

6

H

4

Cl

2

p-

dichlorobenze

n

Cząsteczki posiadające moment dipolowy:

Cl

Cl

C

C

H

H

C

2

H

2

Cl

2

cis

dichloroetyle

n

HCl

H

2

O

NH

3

CH

3

OH

alkohol

metylowy

Cząsteczki posiadające moment dipolowy:

C

6

H

4

Cl

2

m-

chlorobenze

n

C

6

H

4

Cl

2

o-

chlorobenze

n

C

6

H

5

Cl

chlorobenz

en

Wiązanie metaliczne

Istnieje ono pomiędzy atomami metalu w
stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw.

siecią metaliczną.

Tworzy się ono pod wpływem

elektrycznego

przyciągania między jądrami

atomowymi

i

swobodnie poruszającymi się

elektronami

pochodzącymi

z

zewnętrznych

powłok

elektronowych atomów.

Wytwarza się układ, w którym

dodatnio

naładowane jony metali zwane zrębami
atomowymi

otoczone

są

swobodnie

przesuwającymi

się

elektronami,

nazywanych

gazem elektronowym.

Wiązanie koordynacyjne

(semipolarne, donorowo-

akceptorowe)

Wiązanie

atomowe

przez

parę

elektronów pochodzących tylko

od

jednego

z

atomów

tworzących

wiązanie

Donor uzyskuje

ładunek dodatni

Akceptor uzyskuje

ładunek ujemny

donor

donor

akceptor

akceptor

A:

A:

+

+

B

B

A : B

[A

B]

A : B

[A

B]

wiązanie

koordynacyjne

Cząstecz

ka

amoniak

u NH

3

z

wolną

parą

elektron

ów

Wiązanie
koordyna
cyjne

Tworzenie się jonu amonowego

Wszystkie cztery wiązania w NH

4

+

są równocenne i

nierozróżnialne.

akceptor

don
or

anion kwasu
chlorowego (VII)

O

Cl

O

O

O

-

anion kwasu
chlorowego (V)

O

Cl

O

O

-

anion kwasu chlorowego
(III)

O

Cl

O

-

anion kwasu chlorowego
(I)

O

Cl

-

Proste jednoatomowe kationy i aniony mogą łączyć się
poprzez wiązanie koordynacyjne z atomami lub
grupami atomów, tworząc z nimi jony o bardziej
złożonej budowie.

Jon chlorkowy Cl

-

ma 4 wolne pary

elektronów. Przyłączając kolejno

poprzez wiązanie

koordynacyjne

atomy tlenu

przechodzi w jon kwasu

tlenowego.

S

2-

S

O

O

O

2-

O

S

O

O

O

2-

3-

P

P

O

O

O

3-

O

P

O

O

O

3-

W podobny sposób można wytłumaczyć związek pomiędzy

jonami prostymi S

2-

i P

3-

, a jonami kwasów tlenowych.

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe tworzy się

pomiędzy atomem

wodoru

związanym

z

atomem

o

dużej

elektroujemności, a atomem z wolnymi parami
elektronowymi.

Układy, w których mogą tworzyć się wiązania
wodorowe można przedstawiać następująco

A — H

......

B lub X — H

......

Y

donor akceptor

Donory : -O-H, =N-H, Cl-H, Br-H, I-
H, F-H

Akceptory : N, O, F, Cl, Br, I, S i
elektrony 

Wiązanie wodorowe jest

dużo słabsze od wiązań

kowalencyjnych i jonowych

, lecz są

silniejsze od

wiązań Van der Waalsa

wewnątrzcząsteczkow

e

międzycząsteczkowe

Wiązanie wodorowe wpływa na:

wartość

temperatury wrzenia

i temperatury

topnienia

wydłużenie wiązania A-H

i

skrócenie

wiązania A

...

B

zmianę

przewodnictwa, przenikalności elektrycznej

i

momentu dipolowego

zmiany

efektów cieplnych parowania, gęstości, lepkości

i rozpuszczalności

woda

lód

Związki

organiczn

e m.in.

białka

DNA

Wiązanie

wodorowe

Lodowce 

Schemat połączenia dwóch łańcuchów DNA poprzez mostki
wodorowe

Wiązanie Van der Waalsa

(miedzycząsteczkowe)

Siły Van der Waalsa są wynikiem działania trzech
różnych czynników
 sił orientacyjnych
 sił indukcyjnych
S ił dyspersyjnych

Siły orientacyjne

polegają na

wzajemnym oddziaływaniu
na siebie stałych dipoli

oddziaływanie

dipol-dipol

Siły indukcyjne

polegają na wzajemnym

oddziaływaniu między trwałym dipolem a
dipolem przez niego indukowanym w
sąsiednich cząsteczkach, czyli dipolem
powstałym pod wpływem działania pola
elektrycznego dipola stałego

oddziaływanie dipol-dipol

indukowany

Siły dyspersyjne

są to siły

przyciągające, polegające
na wzajemnym wpływie
poruszających się
elektronów

Siły Van der Waalsa są wynikiem

wzajemnego

oddziaływania

elektronów

i

jąder

w

cząsteczkach.

łączenie

się

między

sobą

obojętnych

cząsteczek

i

helowców

tłumaczy

się

występowaniem sił Van der Waalsa

Siły Van der Waalsa są stosunkowo

słabe w

przypadku małych cząsteczek

(kilkanaście

razy słabsze od sił wiazania atomów w
cząsteczce), ale w przypadku

dużych

cząsteczek mogą nawet przewyższać siły
wiązania chemicznego

np. w smarach albo

w tworzywach sztucznych.

Siły Van der Waalsa są

siłami typu

uniwersalnego.

Odnoszą się do wszystkich

cząsteczek niezależnie od ich kształtu i
wielkości.

Oddziaływania hydrofobowe

Cząsteczki niepolarne nie zawierają spolaryzowanych

wiązań ani atomów - powoduje to, że są one

nierozpuszczalne w wodzie. Właściwość tą nazywa się

hydrofobowością. Hydrofobowe mogą być również

fragmenty cząsteczek: przykładem może być cząsteczka

tristearynianu:

Składa się ona z trzech reszt kwasu stearynowego

połączonych z glicerolem. Trzy łańcuchy stanowią silnie

hydrofobową część cząsteczki (dużo niespolaryzowanych

wiązań węgiel--węgiel), natomiast fragment glicerolowy

wykazuje własności hydrofilowe (polarne wiązania

węgiel--tlen).

W środowisku wodnym oddziaływanie z polarnymi

cząsteczkami H

2

O doprowadzi do takiego układu, w

którym fragmenty hydrofobowe będą "unikały" kontaktu

z wodą grupując się razem, natomiast części hydrofilowe

"chętnie" będą z nią oddziaływać. Siły wywołujące to

zjawisko nazywane są oddziaływaniami hydrofobowymi.

Nie są to wiązania w ścisłym tego słowa znaczeniu, gdyż

łączenie się fragmentów hydrofobowych jest zjawiskiem

wtórnym, wywołanym "niechęcią" do cząsteczek wody.

Źródłem energii oddziaływań hydrofobowych jest

niechęć cząsteczek wody zwiększenia stopnia

organizacji. Rozpuszczenie w H

2

O niepolarnych

cząsteczek wymaga ułożenia molekuł wody w warstwę

otaczającą cząsteczkę. Ogranicza to ich możliwość

ruchu i jest niekorzystne energetycznie. Szczególnie

wyraźne jest to w przypadku dużych struktur

niepolarnych (jak na przykład łańcuchy reszt kwasu

stearynowego), których rozpuszczenie wymagałoby

zaangażowania dużej ilości cząsteczek wody. Krótkie

struktury (np. butan: CH

3

--CH

2

--CH

2

--CH

3

), pomimo

charakteru niepolarnego, są częściowo rozpuszczalne w

wodzie: nie powoduje to dużego ograniczenia swobody

ruchu cząsteczek wody.