Budowa atomu

Wiązania chemiczne

Główne części każdego atomu to jądro atomowe

i elektrony przemieszczające się wokół niego

po orbitach.

Przestrzeń, w której poruszają się elektrony nazywa

się strefą elektronową. Średnica jądra atomowego

to zaledwie 1/10000 średnicy całego atomu.

Jądro zwiera dwa rodzaje cząstek elementarnych:

protony i neutrony.

Masa neutronu jest w przybliżeniu równa masie

protonu.

Masa całego atomu zleży wyłącznie od masy jądra

atomowego, czyli o sumy mas neutronów

i protonów w tym jądrze.

Atom jako całość jest układem trwałym.

Pomiędzy protonami i elektronami występują

jednoczesne siły przyciągania spowodowane

tym iż mają one różnoimienne ładunki

elektryczne.

Protony obdarzone są dodatnim a elektrony

ujemnym ładunkiem elektrycznym.

Liczba protonów w jądrze równa jest liczbie

elektronów krążących wokół jądra, dlatego

atom jako całość jest elektrycznie obojętny.

Historyczny rozwój

teorii budowy atomu

 

 W 1903 r. J.J. Thomson zaproponował następujący

model atomu. Atom ma postać kuli równomiernie
wypełnionej elektrycznym ładunkiem dodatnim,
wewnątrz której znajduje się elektron. Sumaryczny
ładunek dodatni kuli równy jest ładunkowi elektronu,
tak więc atom jako całość jest obojętny elektrycznie.

Materia dodatnia

Ujemne elektrony

Model Thomsona

Model Rutherforda

Rozkład dodatnich i ujemnych ładunków w atomie może

być wyznaczony doświadczalnie za pomocą

bezpośredniego "sondowania" wnętrza atomu. Takie

sondowanie przeprowadził E. Rutherford

razem ze współpracownikami za pomocą cząstek ;

obserwowali oni zmianę kierunku ich lotu (rozproszenie)

przy przechodzeniu przez cienką warstwę materii.

Opierając się na tym wniosku Rutherford w 1911 r.

zaproponował jądrowy model atomu. Według Rutherforda

atom ma postać układu ładunków, w którego środku

znajduje się ciężkie dodatnio naładowane jądro o ładunku

Ze, o wymiarach nie przekraczających 10

-14

m, a wokół

jądra w całej objętości zajmowanej przez atom

rozmieszczone jest Z elektronów. Prawie cała masa

atomu skupiona jest w jądrze.

Wyniki doświadczeń nad rozpraszaniem cząstek  świadczą na

korzyść zaproponowanego przez Rutherforda jądrowego
modelu atomu. Jednakże ten model okazał się sprzeczny z
prawami mechaniki klasycznej i elektrodynamiki.
Rutherford założył, że elektrony poruszają się wokół jądra po
zakrzywionych trajektoriach. Ale w tym przypadku elektron
będzie poruszał się z przyspieszeniem, w związku z czym -
zgodnie z elektrodynamiką klasyczną - powinien on
nieprzerwanie emitować fale elektromagnetyczne. Procesowi
emisji promieniowania towarzyszy strata energii, zatem
elektron powinien w końcu spaść na
jądro.  

                                                  

Model Bohra

Jądrowy model atomu Rutherforda w połączeniu z

klasyczną mechaniką i elektrodynamiką nie jest w

stanie wyjaśnić ani stabilności atomu, ani

charakteru widma atomowego.

W 1913 r. duński fizyk Niels Bohr znalazł wyjście

z powstałego tu impasu, co prawda, kosztem

wprowadzenia założeń sprzecznych z klasycznymi

wyobrażeniami. Przyjęte przez Bohra założenia

zawarte są w dwóch sformułowanych przezeń

postulatach.

+

-

Pierwszy postulat Bohra

Elektron nie może krążyć po dowolnej orbicie, lecz
tylko po tych,
dla których moment pędu elektronu jest
wielokrotnością h/2



.

h - stała nazwana stałą Plancka wynosząca 6,62*10

-

34

J*s

Każdej orbicie odpowiada inny stan energetyczny
atomu. Znajdując się na orbicie dozwolonej elektron
nie promieniuje energii. Orbity dozwolone zostały
nazwane stacjonarnymi.

Drugi postulat Bohra

Atom absorbuje lub emituje promieniowanie w postaci
kwantu
o energii h przechodząc z jednego stanu

energetycznego E

n

do drugiego E

k

(czyli przejściu

elektronu z jednej orbity dozwolonej na inną).
Różnica energii tych stanów atomów równa się energii
wypromieniowanego kwantu:

h



= E

n

- E

k

 

            

We wzorze tym E

n

oznacza energie atomu w stanie
początkowym,

E

k

- w stanie końcowym, v - jest częstotliwością

emitowanego lub zaabsorbowanego promieniowania.

Energia zostaje wypromieniowana, gdy E

n

>E

k

,

pochłonięta zaś, jeżeli E

n

< E

k

.

Prawa mechaniki opisują równowagę dynamiczną

elektronów w stanach stacjonarnych, ale nie

stosują się do przechodzenia elektronu pomiędzy

dwoma stanami stacjonarnymi.

Trzeci postulat Bohra

Zgodnie z pierwszym postulatem Bohra możliwe są tylko
takie orbity, dla których moment pędu elektronu m

e

vr

spełnia warunek

 

                            

Liczbę n nazywamy główną liczbą kwantową.

Rozpatrzmy elektron poruszający się w polu jądra

atomowego o ładunku Ze. Przy Z = 1 taki układ

odpowiada atomowi wodoru, przy innych Z - jonowi

wodoropodobnemu, tj. atomowi o liczbie atomowej Z,

z którego usunięto wszystkie elektrony oprócz

jednego.

m

e

vr = nh (n = 1, 2, 3, ....)

       Obecnie teoria Bohra ma głównie znaczenie

historyczne.

Po pierwszych sukcesach tej teorii coraz bardziej

widoczne stawały się jej niedociągnięcia. Szczególnie

przygnębiające były niepowodzenia wszystkich prób

skonstruowania teorii atomu helu - jednego z

najprostszych atomów, następnego atomu

bezpośrednio po atomie wodoru.

       Po odkryciu falowych własności materii, stało się

zupełnie jasne, że oparta na mechanice klasycznej

teoria Bohra mogła być jedynie przejściowym etapem

na drodze do stworzenia konsekwentnej teorii zjawisk

atomowych.

Elektronowa struktura atomu

Dualizm korpuskularno-falowy - cecha wielu obiektów

fizycznych (np: światła czy elektronów) polegająca na

tym, że w pewnych sytuacjach, zachowują się one jakby

były cząstkami (korpuskułami),

a w innych sytuacjach jakby były falami.

Wg mechaniki kwantowej właściwie całą materię

charakteryzuje ten dualizm. Każdej cząstce, a nawet

każdemu obiektowi makroskopowemu można przypisać

charakterystyczną dla niego funkcję falową.

Z drugiej strony każde oddziaływanie falowe można

opisać

w kategoriach cząstek.

Dualizm korpuskularno-falowy

Efekt fotoelektryczny

A
K

G

+

-

S

Emisja elektronów z katody zachodzi
tylko wówczas, gdy długość fali światła
padającego nie przekracza pewnej
wartości progowej „czerwonej linii
efektu fotoelektrycznego”. Ta graniczna
wartość 

0

c/



0

jest charakterystyczna

dla metalu katody.

Wynika z tego, że energia fotonu musi posiadać pewną minimalną
wartość, poniżej której nie jest możliwe wybicie elektronu z katody.
Nadmiar energii h( – 

0

) jest zamieniany na energię kinetyczną

elektronu.

Dualizm korpuskularno-falowy

Efekt Comptona

Od

rzu

con

y e

lek

tro

n

Ro

zp

ro

sz

on

y f

ot

on

m v

h ’/c

h /c

Doświadczenie polegało na
rozproszeniu
promieniowania
Röntgena na parafinie.
Compton stwierdził, że
długość fali promieniowania
rozproszonego
jest większa niż pierwotnie.

W przeciwieństwie do zjawisk interferencji czy dyfrakcji promieniowania

elektromagnetycznego efektu fotoelektrycznego oraz efektu Comptona

nie da się wyjaśnić na drodze teorii falowej.

Dyfrakcja – odchylenie się fal od prostoliniowego kierunku
rozchodzenia się, np. po przejściu przez szczelinę.

Interferencja – nakładanie się fal prowadzące do zwiększenia
lub zmniejszenia amplitudy fali wypadkowej.

Hipoteza de Broglie’a

Dualizm korpuskularno-falowy

Dualizm korpuskularno-falowy jest cechą nie tylko światła

(fotonów), lecz i wszystkich cząstek materialnych o masie

spoczynkowej różnej od zera, np. elektronów

v

v

,

m

h

m

c

h

p

h

E

















Przykład: dla kuli o masie 1g, wystrzelonej z prędkością

300 m/s,  jest rzędu 10

-31

cm (h =6,624 · 10

-34

J · s).

Równanie Schrödingera

0

)

(

8

2

2

2

2

2

2

2

2

































V

E

h

m

z

y

x

Równanie podaje przestrzenną zależność funkcji falowej



od stanu energetycznego układu i masy elektronu.

x, y, z – współrzędne elektronu,
m – masa elektronu,
E – energia całkowita układu,
V – energia potencjalna układu,
h – stała Planca.

Liczby kwantowe n, l, m i s

n – główna liczba kwantowa, określa przede wszystkim
energię
elektronu w atomie. Główna liczba kwantowa może
przybierać
tylko wartości równe liczbom naturalnym: n = 1, 2, 3, .....
n określa przynależność elektronu do poziomów: K, L, M,
N, O, P, Q

l – poboczna liczba kwantowa, kwantuje moment pędu
związany
z ruchem elektronu w polu jądra. Dla danego n wartości l
wynoszą:
0, 1, 2, ..., (n-1). Liczba l określa przynależność do
orbitali:
s, p, d, f, g...

m – magnetyczna liczba kwantowa, decyduje o możliwych
wartościach
składowej momentu pędu w wyróżnionym kierunku (z).
Dla danego l
możliwe wartości m wynoszą: 0, 1,  2, ...,  l.

Liczby kwantowe n, l, m i s

s – spinowa liczba kwantowa, kręt elektronu, może przyjmować
wartości ±

1

/

2

. Ma ona duże znaczenie przy tworzeniu wiązań

chemicznych.

Zakaz Pauliego

Możliwe są tylko takie stany elektronowe w atomie, w których

żaden elektron nie ma identycznych wszystkich czterech

liczb kwantowych.

n = 1, 2, 3, .....
l = 0, 1, 2, ..., (n-1)
m = 0, 1,  2, ...,  l

s = ±

1

/

2

n

l

m

s

Liczba
stanów

1 (K)

0 (s)

0

±1/2

2

2 (L)

0 (s)
1 (p)

0
0, -1, +1

±1/2

±1/2

2
6

3 (M)

0 (s)
1 (p)
2 (d)

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2

±1/2

±1/2

±1/2

2
6
10

4 (N)

0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2
0, -1, -2, -3, +1,

+2, +3

±1/2

±1/2

±1/2

±1/2

2
6
10
14

Kolejność poziomów energetycznych w atomie

1s

2s

3s

4s

5s

6s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d 4f

E

1s

2s

3s

4s

5s

6s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

4f

E

1s

2s

3s

4s

5s

6s

2p

3p

4p

5p

6p

3d

4d

5d

4f

E

O, 8 elektronów

2
6
10
14

±1/2
±1/2
±1/2
±1/2

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2
0, -1, -2, -3, +1, +2, +3

0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)

4 (N)

2
6
10

±1/2
±1/2
±1/2

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2

0 (s)
1 (p)
2 (d)

3 (M)

2
6

±1/2
±1/2

0
0, -1, +1

0 (s)
1 (p)

2 (L)

2

±1/2

0

0 (s)

1 (K)

Liczba stanów

s

m

l

n

2
6
10
14

±1/2
±1/2
±1/2
±1/2

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2
0, -1, -2, -3, +1, +2, +3

0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)

4 (N)

2
6
10

±1/2
±1/2
±1/2

0
0, -1, +1
0, -1, -2, +1, +2

0 (s)
1 (p)
2 (d)

3 (M)

2
6

±1/2
±1/2

0
0, -1, +1

0 (s)
1 (p)

2 (L)

2

±1/2

0

0 (s)

1 (K)

Liczba stanów

s

m

l

n

K, 19 elektronów

1s

2

2s

2

p

4

K, 19 elektronów

1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

6

4s

1

x

y

z

x

y

z

x

y

z

x

y

z

Orbitale

s

p

x

p

y

p

z

Wiązania chemiczne

Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie
odpowiednich wiązań chemicznych tłumaczy się
charakterystycznym kwantowo-mechanicznym
oddziaływaniem pomiędzy elektronami i jądrami
łączących się atomów.

Aby utworzona molekuła była trwała, musi być
uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład
oddzielne atomy. Oznacza to, że proces tworzenia się
molekuł powinien być energetycznie korzystny, a więc
powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum
energii.

Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi
wiązanie jest:

• energia wiązania (energia dysocjacji),

• odległość pomiędzy atomami,

• kąt pomiędzy kierunkami wiązań.

Wiązanie chemiczne jest siłą przyciągającą do siebie

atomy

i utrzymującą je razem.

Molekuła jest to zgrupowanie atomów powstające w

wyniku tych oddziaływań.

Długość wiązania jest związana z jego siłą: im wiązanie

silniejsze,

tym bliżej siebie znajdują się atomy. Dwa atomy wodoru

połączone wiązaniem kowalencyjnym znajdują się w

odległości 0,74 angstremów, podczas gdy w przypadku

oddziaływań van der Waalsa odległość ta wynosi 1,2

angstrema.

Związek

chemiczny

Ed

(kcal/mol)

L

(

o

A)

H

2

104

 

0,72

 

F

2

37

 

1,42

 

Cl

2

59

 

1,99

 

Br

2

46

 

2,28

 

I

2

36

2,67

HF

135

0,92

HCl

103

1,27

HBr

87

1,41

HI

71,4

1,61

NO

150

1,151

O

2

119

1,207

CO

256

1,128

N

2

226

1,094

Długość wiązań i energia dysocjacji niektórych cząsteczek

dwuatomowych

Pierwszą ogólną teorię tłumaczącą łączenie się atomów pomiędzy

sobą w związkach chemicznych podali: Kossel, Lewis (1916) oraz

Langmuir (1919).

Teoria ta nazywana jest elektronową teorią wiązania chemicznego.

Elektronowa teoria wiązania chemicznego opiera się

na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób

jednolity na podstawie reguły oktetu wyjaśnia różne

typy i liczby wiązań w związkach chemicznych.

Obecnie rozwinięciem kwantowej teorii atomu jest

kwantowa teoria tworzenia wiązań chemicznych.

Elektronowa teoria

wiązania chemicznego

Układ okresowy, tablica
Wernera

Rodzaje wiązań:

-

wiązania jonowe,

- wiązania kowalencyjne,

- wiązania kowalencyjne spolaryzowane,

- wiązania koordynacyjne,

- wiązania metaliczne,

- wiązania wodorowe,

- oddziaływania van der Waalsa,

- oddziaływania hydrofobowe.

Wiązania jonowe występują w układach złożonych
z atomów skrajnie różniących się
elektroujemnością.
W czasie powstawania wiązania jonowego atom
pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom
pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony.
Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach,
przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych.

Na

Cl

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają
również, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków
elektroujemnych o takich samych wartościach
elektroujemności.
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.

W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa

znajduje się

w jednakowej odległości od jąder atomów

tworzących wiązanie.

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem

pośrednim 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.

Cechą charakterystyczną tego wiązania jest

przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w

kierunku atomu pierwiastka bardziej

elektroujemnego.

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.
Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami,
tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.
Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment
dipolowy u

Wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania
atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że
para elektronowa tworzących wiązanie oddawana
jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.

Najprostszym przykładem powstawania wiązania
koordynacyjnego jest tworzenie się jonu amonowego

+

H

+

Cl

-

N

H

H

H

N

H

H

H

H

+

+

Cl

-

N

H

H

H

H

+

Połączenia, w których występują

wiązania koordynacyjne noszą nazwę

związków koordynacyjnych,

związków kompleksowych, albo

kompleksów.

W związku kompleksowym wyróżnia

się atom centralny i cząsteczki

koordynowane zwane ligandami.

Wiązania wodorowe

Jest to słabe oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy

elektroujemnym atomem (akceptorem), a atomem

wodoru, który jest kowalencyjnie połączony z innym

atomem elektroujemnym (donorem). W wiązaniu tym

wodór pełni rolę mostka łączącego dwa elektroujemne

atomy.

Wiązania wodorowe

Siły van der Waalsa

Siły van der Waalsa są bardzo słabymi oddziaływaniami
zachodzącymi pomiędzy wszystkimi typami atomów
(zarówno polarnymi jak i niepolarnymi). W chmurze
elektronowej otaczającej jądro pojawiać się mogą
chwilowe fluktuacje rozmieszczenia ładunków
ujemnych - wynik normalnego ruchu elektronów. Takie
nieregularności prowadzą do powstawania i zanikania
dipoli, które wpływają na rozmieszczenie elektronów w
sąsiednich atomach.
Gdy atomy znajdujące się w bezpośrednim sąsiedztwie
mają spolaryzowane chmury elektronowe, pojawiać się
może słabe przyciąganie. Zanika ono bardzo szybko
wraz ze wzrostem odległości między atomami,
natomiast gdy atomy znajdą się zbyt blisko siebie
zostają odepchnięte przez jednoimienne ładunki chmur
elektronowych.

Oddziaływania van der Waalsa

odpowiadają

na przykład za przyciąganie się cząsteczek

niepolarnych cieczy oraz stanowią siły

łączące składniki ścian komórkowych

(poprzez przyciąganie się niepolarnych

łańcuchów fosfolipidów).

Kwantowa teoria wiązania chemicznego

Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania

chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających

niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów

przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten

sposób tzw. orbitale molekularne.

Z obliczeń stosowanych w mechanice kwantowej wynika, że energia

orbitalu cząsteczkowego powstałego z połączenia dwóch,

obsadzonych pojedynczymi elektronami o przeciwnych spinach,

orbitali atomowych jest tym mniejsza, a energia wiązania tym

większa, im lepiej nakładają się lub przenikają chmury elektronowe

danych orbitali atomowych.

Takie nakładanie się orbitali atomowych powoduje zwiększenie

gęstości chmury elektronowej pomiędzy jądrami atomowymi. Z kolei

przenikanie się chmur elektronowych jest najpełniejsze

wówczas, gdy wyróżnione kierunkami wiążących orbitali

atomowych leżą na wspólnej osi. W ten sposób przestrzenna

konfiguracja orbitali wpływa na kierunek wiązań chemicznych w

przestrzeni i na kształt cząsteczek.

Udział w wiązaniu kowalencyjnym biorą tylko elektrony nieparzyste
zawarte w atomie:

tlen (8)

s

2

p

4

chlor (17)

s

2

p

5

węgiel (8)

s

2

p

2

s

1

p

3

w stanie podstawowym:

w związkach:

Schemat wiązania s-s

Schemat wiązania p-p

Schemat wiązania s-p

Orbitale molekularne tworzą się z orbitali atomowych poprzez

kombinację funkcji falowych