Szkoła Główna Służby Pożarniczej
w Warszawie
Temat 6: RODZAJE WI
ZAC
CHEMICZNYCH
" Modele orbitali molekularnych dla czÄ…steczek dwu- i wieloatomowych
" WiÄ…zania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne
" Budowa związków kompleksowych
Tworzenie się wiązań chemicznych
Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub więcej atomów.
Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy, gdy energia produktów cząsteczek jest
mniejsza od energii substratów atomów. Oznacza to, że proces tworzenia się
cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić
do osiągnięcia przez układ minimum energii. A to oznacza, że w procesie
łączenia się atomów w cząsteczkę uwalniana jest energia, która najczęściej ma
postać ciepła.
Zmiana energii reagentów w czasie reakcji chemicznej
Przykłady reakcji powstawania cząsteczek dwuatomowych:
A + B
AB


C + D
CD


n(A + B + C + D)
AB + AC + AD + BC + BD + CD


AB + CD
?


Przykłady reakcji powstawania cząsteczek dwuatomowych:
A + B
AA + AB + BB


C + D
CC + CD + DD


n(A + B + C + D)
AA + AB + BB + AC + AD + BC + BD


+ CC + CD + DD
AB + CD
??


Przykłady reakcji powstawania cząsteczek dwu- i trójatomowych:
n(A + B + C + D)
AB + AC + AD + BC + BD + CD


+ ABA + ACA + ADA + BCA + BDA + CDA +
+ ABB + ACB + ADB + BCB + BDB + CDB +
+ ABC + ACC + ADC + BCC + BDC + CDC +
+ ABD + ACD + ADD + BCD + BDD + CDD
Przykłady reakcji powstawania cząsteczek dwu- i trójatomowych:
n(A + B + C + D)
AB + AC + AD + BC + BD + CD + AA +


+ BB + CC + DD + ABA + ACA + ADA +
+ BCA + BDA + CDA + ABB + ACB +
+ ADB + BCB + BDB + CDB + ABC +
+ ACC + ADC + BCC + BDC + CDC +
+ ABD + ACD + ADD + BCD + BDD +
+ CDD + AAA + AAB + AAC + AAD +
+ BBA + BBB + BBC + BBD + CCA +
+ CCB + CCC + CCD + DDA + DDB +
+ DDC + DDD.
Sposób wiązania się atomów w cząsteczkach wyjaśniają teorie wiązań
chemicznych. Jak dotychczas nie udało się stworzyć jednolitej, uniwersalnej
teorii wiązania chemicznego, która tłumaczyłaby całą bogatą i złożoną
strukturÄ™ czÄ…steczek chemicznych.
Okazuje się jednak, że wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do
uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego, czyli
posiadania ośmiu elektronów  oktetu elektronowego w zewnętrznej
powłoce, lub posiadania dwóch elektronów  dubletu elektronowego.
W celu uzyskania struktury najbliższego gazu szlachetnego atomy przyjmują
lub oddają elektrony walencyjne a czasami dochodzi do  uwspólnienia
elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów.
Podstawy nowoczesnej interpretacji wiązań chemicznych opracował
G.N.Lewis, chemik amerykański, który w bardzo prosty sposób opisał
mechanizmy tworzenia wiązań chemicznych, opierając się na zmianach
położenia elektronów walencyjnych. Elektrony walencyjne przedstawiał przy
pomocy kropek:
2
We wzorach cząsteczek Lewis rysował wszystkie elektrony walencyjne, tj.
elektrony tworzÄ…ce wiÄ…zania chemiczne i tzw. wolne pary elektronowe.
Najczęściej wzory Lewisa zapisuje się w formie uproszczonej, zastępując
parę elektronów  kreską. Wzory Lewisa nie przedstawiają prawdziwej
geometrii cząsteczki, a jedynie wzajemne powiązanie atomów w cząsteczce.
Opracowana przez G.N Lewisa teoria wyjaśnia mechanizm tworzenia wiązań
chemicznych sklasyfikowanych jako jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne.
Typy wiązań chemicznych:
" wiÄ…zanie jonowe czyli elektrowalencyjne
" wiÄ…zanie atomowe:
" wiÄ…zanie kowalencyjne
" wiązanie pośrednie czyli atomowe spolaryzowane (kowalencyjne
spolaryzowane)
" wiÄ…zanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
" wiÄ…zanie metaliczne
" wiązanie siłami międzycząsteczkowymi:
" wiÄ…zanie van der Waalsa
" wiÄ…zanie wodorowe
" wiÄ…zanie wodorowe wewnÄ…trzczÄ…steczkowe
" wiązanie wodorowe międzycząsteczkowe
3
Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie
różniących się elektroujemnością
W czasie powstawania wiÄ…zania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego
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-.
Przykłady przedstawiające mechanizm tworzenia wiązania jonowego
w czÄ…steczkach NaCl
Atom sodu (Na) oddaje elektron i staje siÄ™ kationem (Na+).
Na (2,8,1) - e- Na+ (2,8)
W czasie zbliżenia się atomów Na i Cl następuje całkowite przejście
elektronów walencyjnych od atomu mniej elektroujemnego (Na) do atomu
bardziej elektroujemnego (Cl).
W NaCl jon sodu osiąga konfigurację helowca występującego przed nim
w układzie okresowym neonu, a jon chloru - konfigurację helowca
występującego po nim w układzie okresowym - argonu.
Atom chloru (Cl) przyjmuje elektron i staje siÄ™ anionem (Cl-).
Cl (2,8,7) + e- Cl- (2,8,8)
4
Siły elektrostatycznego przyciągania utrzymują w trwałości cząsteczkę.
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, są jedynie
jony rozmieszczone w przestrzeni.
W stanie stałym związki jonowe tworzą sieci jonowe złożone z dodatnich
i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni a siły
oddziaływania elektrostatycznego między jonami są równomiernie rozłożone we
wszystkich kierunkach.
Struktura kryształu NaCl.
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
makrocząsteczkę. Siły działające w układach o wiązaniu jonowym są znaczne,
toteż temperatura topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo wysoka.
5
Podobny przebieg ma reakcja tworzenia czÄ…steczki tlenku magnezu MgO.
2Mg + O2 2 MgO
W MgO jon magnezu osiąga konfigurację helowca występującego przed nim
w układzie okresowym neonu, a jon tlenu - konfigurację helowca
występującego po nim w układzie okresowym - argonu.
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 prÄ…du elektrycznego po stopieniu
lub rozpuszczeniu w wodzie.
WiÄ…zanie atomowe (kowalencyjne)
WiÄ…zania atomowe (kowalencyjne) powstajÄ…, gdy Å‚Ä…czÄ… siÄ™ z sobÄ… 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 kowalencyjne
występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2 itp. Przykładem jest wodór dla
którego pojedynczy atom ma jeden elektron.
Gdy dwa atomy wodoru tworzÄ… czÄ…steczkÄ™, ich elektrony rozmieszczajÄ… siÄ™
symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. Każdy atom
wodoru  wykorzystuje dwa uwspólnione 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.
6
Mechanizm powstawania wiÄ…zania kowalencyjnego w czÄ…steczce wodoru
Mechanizm powstawania wiÄ…zania kowalencyjnego w czÄ…steczce chloru
Pary elektronów walencyjnych, które nie biorą 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.
Mechanizm powstawania wiÄ…zania kowalencyjnego w czÄ…steczce azotu.
7
Odpowiednio dla tlenu wiązanie kowalencyjne w cząsteczce tlenu możemy
przedstawić schematem:
Mechanizm powstawania wiÄ…zania kowalencyjnego w czÄ…steczce tlenu.
Ile maksymalnie wiązań może utworzyć atom w cząsteczce?
- Atom może utworzyć maksymalnie tyle wiązań ile ma niesparowanych
elektronów.
Zgodnie z elektronową teorią wiązań, wiązanie jonowe i atomowe stanowi dwie
skrajne możliwości wytworzenia wiązania i usytuowania wiążącej pary
elektronowej. W wiązaniu jonowym para elektronowa całkowicie jest przesunięta
do atomu bardziej elektroujemnego. W wiązaniu atomowym wiążąca para
elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów tworzących
wiÄ…zanie.
WiÄ…zanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane
Wiązanie atomowe (kowalencyjne) 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 wiÄ…zania jonowego.
Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej
wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.
Jednym z przykładów tego wiązania może być
połączenie chloru i wodoru w cząsteczce
chlorowodoru.
Wspólna para elektronowa w cząsteczce H-Cl
jest silniej przyciągana przez atom chloru niż
przez atom wodoru, jest więc przesunięta
w kierunku atomu chloru.
8
Tak spolaryzowane wiązanie atomowe przedstawiamy w następujący sposób:
Strzałka pokazuje kierunek przesunięcia pary elektronowej
Mechanizm powstawania wiÄ…zania kowalencyjnego
spolaryzowanego w czÄ…steczce chlorowodoru.
Znany jest przybliżony związek między elektroujemnością a udziałem charakteru
jonowego pojedynczego wiązania między atomami A i B. Związek taki
przedstawiono w tabeli.
Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy elektroujemności
Różnica % udziału wiązania Różnica % udziału wiązania
elektroujemności jonowego elektroujemności jonowego
0,2 1 1,8 55
0,4 4 2,0 63
0,6 9 2,2 70
0,8 15 2,4 76
1,0 22 2,6 82
1,2 30 2,8 86
1,4 39 3,0 89
1,6 47 3,2 92
CzÄ…steczki z wiÄ…zaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu
nierównomiernego (niesymetrycznego) rozmieszczenia ładunków, w stosunku
do środka cząsteczki, wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych wyróżnić
można biegun dodatni i ujemny  stąd są nazywane cząsteczkami
dwubiegunowymi lub dipolami.
9
CzÄ…steczki dwubiegunowe majÄ… tzw. moment dipolowy µ
µ = q . l [C.m]
µ
µ
µ
gdzie: q - ładunek, l - odległość między biegunami.
WiÄ…zanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
WiÄ…zanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe)  jest to wiÄ…zanie
atomowe, w którym wszystkie elektrony wiązania pochodzą od jednego atomu
(tzw. donoru); drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę
walencyjnÄ… elektronami donora.
Najprostszym przykładem powstawania wiązania donorowo-akceptorowego jest
tworzenie siÄ™ jonu amoniowego.
Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza
(dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powstawania tego wiązania jest
inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru
z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron.
Po utworzeniu jednak wiÄ…zania donorowo-akceptorowego wszystkie cztery atomy
wodoru w jonie amoniowym stają się równocenne.
WiÄ…zanie metaliczne
Pojęcie wiązanie metaliczne stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania
chemicznego istniejącego między atomami w metalach w stanie stałym.
Elektrony w powłokach zewnętrznych (elektrony walencyjne) są bardzo słabo
związane z resztą atomu metali  co powoduje występowanie zjawiska
oddziaływania zdelokalizowanych elektronów walencyjnych z dodatnio
naładowanymi rdzeniami atomowymi. W.m. są odpowiedzialne m.in. za: dużą
wytrzymałość metali, specyficzny połysk, kowalność, przewodzenie ciepła
i prÄ…du elektrycznego.
Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami
atomowymi i swobodnie poruszajÄ…cymi siÄ™ elektronami pochodzÄ…cymi
z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.
10
Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe)
Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów
i jąder w cząsteczkach  stąd ich niewielki zasięg. Powstają w wyniku
przyciągania się szybkozmiennych (falujących) dipoli. Siły van der Waalsa są
siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od
ich kształtu i wielkości.
Schemat powstawania wiÄ…zania van der Waalsa
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, 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.
Jest to spowodowane większą liczbą elektronów w cząsteczce, czemu odpowiadają
większe fluktuacje ładunków cząstkowych uwarunkowane oscylowaniem
elektronów między różnymi położeniami. Daje się to zauważyć wśród cząsteczek
fluorowców. I tak atom wodoru F2 ma tylko 9 elektronów, fluktuacje w tej chmurze
elektronowej są małe i oddziaływania międzycząsteczkowe są tak słabe, że gazowy
fluor wrze w temperaturze -188oC. W atomie takim jak brom Br2 mamy 35
elektronów, fluktuacje są zdecydowanie większe a efektem tego jest zmiana
temperatury wrzenia, która dla bromu wynosi 59oC.
Siła oddziaływań van der Waalsa zależy również od kształtu cząsteczki. Daje się to
11
zauważyć w różnicach temperatur wrzenia cząsteczek związków organicznych.
Przykładem jest cząsteczka o wzorze C5H12, która może mieć kształt liniowy
i silnie rozgałęziony. Wydaje się, że związki te powinny mieć jednakowe
temperatury wrzenia. Okazuje się jednak, że struktura liniowa ma wyższą
temperaturę wrzenia jak rozgałęziona. Różnicę tłumaczy się oddziaływaniem sił
van der Waalsa, które są większe przy strukturze liniowej, ponieważ cząsteczki
mogą ściślej przylegać do siebie.
WiÄ…zanie wodorowe
W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu uniwersalnego
występują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich wiązanie wodorowe.
O istnieniu tego rodzaju wiązania świadczą wyjątkowo wysokie temperatury
wrzenia wody, amoniaku i fluorowodoru. Jest ono utworzone przez atom wodoru
położony między dwoma małymi, silnie elektroujemnymi atomami zawierającymi
wolne pary elektronowe. Donorami wolnych par elektronowych w szczególności
atomy N, O i F. Wiązanie wodorowe oznacza się kropkami, by odróżnić je od
prawdziwego wiÄ…zania kowalencyjnego, np. we wzorze:
Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym
chemicznie z silnie elektroujemnym atomem, a atomem o dużej
elektroujemności z wolnymi parami elektronowymi.
Schemat powstawania wiÄ…zania wodorowego
Aby zrozumieć powstawanie wiązania wodorowego, posłużymy się cząsteczką
wody w której mamy silnie spolaryzowane wiązanie O-H. Elektroujemny atom O
silnie przyciąga elektrony wiązania, co powoduje, że atom H uzyskuje duży
cząstkowy ładunek dodatni. Dodatnio naładowany atom wodoru jest silnie
przyciÄ…gany przez jednÄ… z wolnych par elektronowych atomu O sÄ…siedniej
cząsteczki wody. W wyniku silnego oddziaływania wolnej pary elektronowej
o Å‚adunku ujemnym i czÄ…stkowego Å‚adunku dodatniego powstaje wiÄ…zanie.
12
Wiązania wodorowe mogą tworzyć się pomiędzy różnymi cząsteczkami. Takie
wiązanie nosi nazwę międzycząsteczkowego wiązania wodorowego. Przykładem
mogą być wiązania tworzące się pomiędzy już opisanymi cząsteczkami wody.
Ten typ wiązania wpływa, między innymi na wartość temperatury wrzenia,
temperatury topnienia oraz rozpuszczalności.
Porównanie temperatur wrzenia związków wodoru z pierwiastkami
rodziny głównej 4-7.
W wielu przypadkach jest ono silniejsze niż oddziaływania międzycząsteczkowe
innych typów. Energia wiązania wodorowego zawiera około 1/10 energii wiązania
kowalencyjnego, ale ponieważ w wielu strukturach występuje wiele wiązań
wodorowych, w sumie mają one dużą wartość energetyczną.
Okazuje się również, że wiązania wodorowe odgrywają znaczącą rolę w budowie
przestrzennej białek. To m.in. dzięki występowaniu wiązania wodorowego
zawdzięczamy trwałość struktur białkowych. Tak samo drzewa stoją dzięki
obecności wiązań wodorowych pomiędzy długimi łańcuchami cząsteczek celulozy.
A
ańcuchy cząsteczek celulozy (zawierają wiele grup -OH) mogą tworzyć ze sobą
wiele wiązań wodorowych. Wynikiem takiego oddziaływania jest odpowiednia
wytrzymałość drewna. Tak samo wiązanie wodorowe łączy ze sobą cząsteczki
DNA, które są kluczem do zrozumienia istoty podziału komórek i wzrostu żywych
organizmów.
Fakt występowania wiązania wodorowego pomiędzy cząsteczkami wody,
warunkuje jej szczególne właściwości, które umożliwiają istnienie życia na Ziemi.
Wiązania te silnie łączą ze sobą cząsteczki wody, co powoduje, że woda ma
znacznie wyższą temperaturę wrzenia, niż wskazywałyby na to obliczenia.
Wiązanie wodorowe utrzymuje cząsteczki wody w pewnej odległości od siebie,
gdy woda krzepnie, tworząc lód; w rezultacie, lód ma mniejszą gęstość niż ciekła
woda i pływa po powierzchni. Woda zawdzięcza również wiązaniu wodorowemu
dużą pojemność cieplną, co znacznie łagodzi klimat na Ziemi, ponieważ wielkie
masy wody znajdujÄ…ce siÄ™ w oceanach powoli nagrzewajÄ… siÄ™ i powoli stygnÄ….
13
Wiązania chemiczne w ujęciu kwantowym
Teoria Lewisa w prosty sposób obrazuje powstawanie wiązań chemicznych,
ale nie wyjaśnia mechanizmu jego tworzenia. Przykładem jest
rozmieszczenie wiążącej pary elektronowej, która zgodnie ze wzorami
Lewisa jest zlokalizowana między związanymi atomami. Jak wiemy, elektron
z uwagi na swoje falowe właściwości nie ma ściśle określonego miejsca,
dlatego nie można dokładnie zlokalizować elektronu w tym miejscu.
Rozwiązanie tego problemu stało się możliwe dopiero po zastosowaniu
kwantowej teorii wiązań chemicznych.
Teoria orbitali molekularnych
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.
Za przykład posłuży nam tworzenie wiązania jonowego w chlorku sodowym
(NaCl). W zapisie kwantowym mamy:
lub
14
W przykładzie powstają różnoimienne jony sodu (Na+) i chloru (Cl-), które
przyciągają się wzajemnie siłami elektrostatycznymi, tworząc trwały układ
[Na+Cl-].
Wiązanie kowalencyjne w ujęciu kwantowym
Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się (zlewania) orbitali
atomowych. To nakładanie się orbitali (zachodzi wzdłuż osi łączącej środki
jąder atomów lub poza osią z boku) ma miejsce wtedy kiedy na orbitalach
znajdują się niesparowane elektrony. Przykładem jest wiązanie w cząsteczce
wodoru, które powstaje w wyniku nakładania się orbitali typu s. Na każdym
z tych orbitali znajduje się elektron, którego najbardziej prawdopodobnym
(funkcja ¨2) miejscem przebywania jest sfera kulista.
¨
¨
¨
Powstający charakterystyczny rozkład elektronów między dwoma jądrami nosi
nazwÄ™ wiÄ…zania Ã. W podobny sposób powstaje wiÄ…zanie à w poÅ‚Ä…czeniach
Ã
Ã
Ã
wodoru z fluorowcami.
Wiązanie, które tutaj powstaje jest wynikiem nakładania się orbitalu 2p fluoru (ma
niesparowany elektron) z orbitalem 1s wodoru. Zajmowane przez elektrony orbitale
nakładają się i zlewają w chmurę obejmującą obydwa atomy. Kształt nowego
wiązania jest bardziej skomplikowany jak w połączeniu H-H, ale jest również
zaliczane do wiÄ…zaÅ„ typu Ã, ponieważ leży na osi poÅ‚Ä…czeÅ„ Å›rodków jÄ…der atomów.
15
Jest to wiÄ…zanie rodzaju s-p. WiÄ…zanie à powstaje również w wyniku sparowania
elektronów orbitali p.
W czÄ…steczce fluoru (F2) wiÄ…zanie Ã
à powstaje w wyniku sparowania
Ã
Ã
elektronów orbitali p.
Inny typ wiązania pojawia się w cząsteczkach O2 i N2. Z poprzedniego rozdziału
dowiedzieliśmy się, że w cząsteczkach O2 i N2 występują wiązania wielokrotne
(podwójne i potrójne). Aby wyjaśnić w jaki sposób powstają wiązania wielokrotne
postÄ…pimy zgodnie z procedurÄ… wyjaÅ›niajÄ…cÄ… powstawanie wiÄ…zania Ã. Za przykÅ‚ad
posłuży nam cząsteczka azotu N2.
Atom azotu na każdym z trzech orbitali posiada po jednym elektronie. Gdy
jednak próbujemy sparować elektrony jednego atomu azotu
z elektronami drugiego atomu i utworzyć trzy wiązania, okazuje się, że tylko
jeden z trzech orbitali może utworzyć wiÄ…zanie Ã. Dwa pozostaÅ‚e orbitale 2p
Ã
Ã
Ã
każdego atomu mogą nałożyć się w wyniku bocznego nałożenia się i utworzyć
wiązanie Ą. W tak utworzonym wiązaniu dwa elektrony znajdują się w dwóch
Ä„
Ä„
Ä„
płatach, po jednym z każdej strony osi międzyjądrowej.
16
Opierając się na tych przykładach, możemy podać definicję różnych wiązań
wynikajÄ…ce z teorii kwantowej.
" wiÄ…zanie pojedyncze to wiÄ…zanie Ã
Ã,
Ã
Ã
" wiÄ…zanie podwójne to wiÄ…zanie à Ą,
à i jedno wiązanie Ą
à Ą
à Ą
" wiÄ…zanie potrójne to wiÄ…zanie à Ą.
à i dwa wiązania Ą
à Ą
à Ą
Hybrydyzacja
Niekiedy nasz model tworzenia wiązań należy nieco skorygować, np.
z budowy powłok elektronowych berylu (Be) wynika, że nie ma on
niesparowanych elektronów. W stanie podstawowym beryl ma konfigurację
elektronową (1s22s2), co sugeruje, że nie będzie on tworzył wiązań
chemicznych. Wiemy jednak, że w cząsteczce BeF2 występują dwa
równocenne wiązania.
Liczbę zapełnionych orbitali w atomach można zwiększyć przez dostarczenie
energii wystarczajÄ…cej do przeniesienia elektronu, czyli wzbudzenia go do
orbitalu o wyższej energii. Powstaje stan wzbudzony atomu. Wzbudzenie
elektronu do orbitalu o wyższej energii nosi nazwę promocji. W przypadku
atomu węgla, w stanie podstawowym atom ma tylko dwa niesparowane
elektrony, może zatem utworzyć tylko dwa wiązania; w stanie wzbudzonym
atom ma cztery niesparowane elektrony i może utworzyć cztery wiązania. To
tłumaczy nam IV-wartościowość atomu węgla. Podobnie jest
w przypadku boru, gdzie wzbudzenie atomu daje nam III-wartościowość boru.
17
Dla wyjaśnienia budowy cząsteczek kwantowa teoria wiązań chemicznych
wprowadziła nowe pojęcie - hybrydyzacja, które polega na wzajemnym
wymieszaniu orbitali s i p. W wyniku zmieszania orbitali powstajÄ… orbiale
zhybrydyzowane. W przypadku atomu węgla wchodzącego w skład
czÄ…steczki CH4, wymieszaniu podlega orbital s z trzema orbitalami p. Po
wymieszaniu powstają cztery równocenne orbitale zhybrydyzowane
określane jako hybrydy sp3.
Zhybrydyzowane orbitale typu sp kształtem przypominają orbitale p lecz
z jednej strony orbital jest  grubszy , a z drugiej  szczuplejszy .
Orbital typu sp
Ile takich zhybrydyzowanych orbitali może powstać?
Ilość zhybrydyzowanych orbitali, która powstaje w wyniku hybrydyzacji jest
równa liczbie orbitali początkowych biorących udział w procesie
hybrydyzacji.
Jeżeli mieszamy orbital s z orbitalem p, to w wyniku otrzymamy dwa
orbitale zhybrydyzowane, oznaczone jako sp.
MieszajÄ…c jeden orbital s z dwoma orbitalami p, otrzymamy trzy
zhybrydyzowane orbitale, oznaczone jako sp2.
MieszajÄ…c jeden orbital s z trzema orbitalami p, otrzymamy cztery
zhybrydyzowane orbitale, oznaczone jako sp3.
18
Schematy hybrydyzacji
Zhybrydyzowane orbitale atomu węgla
Inne przykłady wybranych hybrydyzacji:
Przykłady hybrydyzacji spd
19
Zjawisko hybrydyzacji z powodzeniem można wykorzystać do opisywania wiązań
w cząsteczkach zawierających więcej niż jeden atom centralny. Przykładem tego
rodzaju cząsteczek są węglowodory w których atomy węgla mogą łączą się
w długie łańcuchy a między atomami węgla mogą występować wiązania
pojedyncze, podwójne i potrójne.
Nakładające się orbitale zhybrydyzowane tworzą
symetryczny sześciokątny pierścień złożony
z wiÄ…zaÅ„ Ã. Sześć skierowanych prostopadle do
płaszczyzny pierścienia orbitali typu p, obsadzonych
pojedynczymi elektronami, tworzy orbital zdelo-
kalizowany Ä„
Ä„.
Ä„
Ä„
Jest on obsadzony sześcioma elektronami (sekstet
elektronowy) i otacza wszystkie atomy węgla.
W rezultacie powstają dwie ciągłe chmury
elektronowe w kształcie pierścienia kołowego, jedna
leżąca powyżej, a druga poniżej płaszczyzny
WiÄ…zania w benzenie
wyznaczonej przez atomy pierścienia.
Dla zaznaczenia delokalizacji, sekstet elektronów
zaznacza się w pierścieniu benzenowym za pomocą
kółka.
WiÄ…zania w zwiÄ…zkach kompleksowych
Związek nieorganiczny, którego cząsteczka zawiera kilka atomów
otaczających jeden lub więcej atomów metalu, nosi nazwę związku
kompleksowego lub zwiÄ…zku koordynacyjnego.
[Cd(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]4-
W związku kompleksowym wyróżnia się atom centralny i cząsteczki
koordynowane zwane ligandami.
Atomy centralne to najczęściej kationy pierwiastków przejściowych, np.
Ag+, Cu2+, Al3+, Zn2+.
Ligandami sÄ… drobiny o charakterze donorowym, tj. aniony proste
i złożone oraz cząsteczki elektrycznie obojętne, zawierające co najmniej jeden
atom mający wolne pary elektronowe. Liczba ligandów otaczających
bezpośrednio jon centralny nazywa się liczbą koordynacyjną i zwykle wynosi
2, 4, 6, 8.
Przykładem ligandów są:
" aniony proste i złożone OH-, F-, Cl-, CN-
" czÄ…steczki zawierajÄ…ce wolne pary elektronowe: NH3, H2O, aminy,
kwasy organiczne, aminokwasy.
20
A
adunek związku kompleksowego jest algebraiczną sumą ładunków jonu
centralnego oraz ligandów, więc może ona być kationem [Cu(NH3)2]+ lub anionem
[Zn(CN)4]2- lub cząsteczką elektrycznie obojętną Ni(CO)4, PtCl2(NH3)2.
Naturę wiązania miedzy jonem centralnym i ligandami wyjaśniają dwie teorie:
" teoria pola krystalicznego - tłumaczy tworzenie się drobin kompleksów
oddziaływaniami elektrostatycznymi miedzy elektronami odsadzającymi
podpowłoki typu d atomu centralnego a elektronami ligandu.
" teoria pola ligandów - traktuje wiązanie miedzy drobiną ligandu i jonem
centralnym jako zlokalizowane wiÄ…zanie koordynacyjne utworzone
w wyniku nakrywania się orbitali atomowych ligandów obsadzonych
wolnymi parami elektronowymi. Strukturę drobin kompleksów wyjaśnia się
odpowiedniÄ… hybrydyzacjÄ… orbitali atomowych jonu centralnego
(w tworzeniu hybryd uczestniczą orbitale typu s i p powłoki zewnętrznej
oraz typu d powłoki poprzedniej )
Najprościej możemy powiedzieć, że poprzez utworzenie wiązania struktury
elektronowe pierwiastków upodabniają się do najbliższych gazów szlachetnych.
Przykładem jest tworzenie kompleksu [Zn(NH3)4]2+, który powstaje w wyniku
przyłączenia do kationu cynkowego Zn2+ czterech cząsteczek amoniaku NH3.
Nazwy jonów kompleksowych lub związków kompleksowych tworzy się przez:
" podanie liczby ligandów
" podanie nazw ligandów w kolejności alfabetycznej
" podanie nazwy jonu centralnego (w przypadku kationu) lub atomu
centralnego 9w przypadku kompleksu obojętnego)
" podanie stopnia utlenienia jonu centralnego (za pomocÄ… cyfr rzymskich) lub
atomu centralnego (przez 0)
Przykłady:
Kompleks obojętny: [PtCl2(NH3)2] - diaminadichloroplatyna(II);
ZwiÄ…zek kompleksowy z anionem kompleksowym: Na3[Ag(S2O3)2] -
bis(tiosiarczano)srebrzan(II)sodu;
Nazwy niektórych ważniejszych ligandów: - H2O (akwa), NH3 (amina), CO
(karbonyl), S2O32- (tiosiarczano), CN- (cyjano), F- (fluoro), Cl- (chloro), SO42-
(siarczano).
21