1

Warto ciowo

Warto ciowo

jest miar

zdolno ci pierwiastka do tworzenia

wi za

chemicznych. Poj cie warto ciowo ci kszta towa o si

w

latach 1850 – 1870. Najwi ksze zas ugi na tym polu ma Kekulé,
który w 1857 roku stwierdzi czterowarto ciowo

atomu w gla a w

1866 roku zaproponowa

pier cieniow

struktur

benzenu.

Kreseczkami zacz li oznacza wi zania chemiczne Couper (1858)
i Brown (1864).

Friedrich August Kekulé von Stradonitz

2

Termin warto ciowo

kojarzy si z nast puj cymi poj ciami:

1. Warto ciowo

formalna (stechiometryczna).

2. Stopie utlenienia.

3.

adunek formalny.

4. Liczba koordynacyjna.

Warto ciowo

formalna (stechiometryczna)

Klasyczna definicja: liczba atomów H, z którymi reaguje atom danego

pierwiastka. Dla pierwiastka, który nie reaguje z wodorem, warto ciowo

ustala si

na podstawie jego reakcji z tlenem. Definicja ta nadal jest

stosowana w chemii organicznej, gdzie C jest czterowarto ciowy, H

jednowarto ciowy, O dwuwarto ciowy, N trój- i pi ciowarto ciowy i P

pi ciowarto ciowy. To wystarcza do budowania prawid owych wzorów

strukturalnych w chemii organicznej pod warunkiem, e uwzgl dnia si

sprawy stereochemii.

3

Poj cie stopnnia utlenienia jest bardzo wa ne w chemii nieorganicznej.

Okre laj c stopie

utlenienia

elektrony wi za

przypisujemy

formalnie bardziej elektroujemnym atomom a nast pnie obliczamy

nadmiarowe adunki atomowe w takiej hipotetycznej strukturze:

Stopie utlenienia

chlorowodór

tlenek w gla

fosgen

4

1. Wszystkie wi

ce elektrony przydziela si atomom po po owie.

2. Wszystkie niewi

ce elektrony przydziela si w ca

ci atomom, przy

których si znajduj .

3. adunek formalny atomu stanowi ró nic pomi dzy liczb elektronów

walencyjnych w izolowanym atomie a liczb elektronów przypisanych temu
atomowi w cz steczce na podstawie powy szych regu 1 i 2.

tlenek w gla

Uwaga ! Nie myli

adunków formalnych z adunkami cz stkowymi

s

cymi do

oznaczania polarno ci wi za kowalencyjnych spolaryzowanych.

Zgadza si z polarno ci
okre lon metodami
spektroskopowymi !

adunek formalny

Struktury o najmniejszych adunkach formalnych maj zwykle najmniejsz
energi , tzn. s najbardziej prawdopodobne !

5

Jeszcze o tlenku w gla…

1. Wzór Lewisa nie zgadza si

z warto ciowo ci

formaln

! Jest 10

elektronów, czyli 5 par elektronowych. Mo liwy jest tylko wzór

| O|

.

Struktura elektronowa z podwójnym wi zaniem

C=O

nie jest

prawid owa (nadmiar 2 elektronów).

2. Prawid owy jest wzór Lewisa a nie wzór napisany na podstawie

warto ciowo ci formalnych. Wskazuj

na to ekperymentalnie

wyznaczone parametry fizykochemiczne cz steczki, np. d ugo

wi zania:

C-O

1,50 Å

C=O

1,29 Å

O

w tlenku w gla 1,15 Å !

3. Na gruncie teorii MO struktura elektronowa CO przypomina acetylen:

| O|

HC CH

6

Liczba koordynacyjna (

LK

) równa jest liczbie wi za koordynacyjnych utworzonych

przez dany atom.

Najpopularniejsze liczby koordynacyjne:

8

(struktura dodekaedru),

6

(struktura oktaedryczna),

4

(struktura tetraedryczna).

Przyk ady ró nych LK:

8

struktura dodekaedru, czyli dwunasto cianu foremnego

Mo(CN)

8

4-

6

struktura oktaedryczna

Ni(NH

3

)

6

2+

4

struktura tetraedryczna

SiO

4

4-

struktura p askokwadratowa

Cu(NH

3

)

4

2+

2

struktura liniowa

Ag(CN)

2

-

Liczba koordynacyjna

7

Wielo ciany koordynacyjne dla LK = 8

Dodekaedr

Sze cian

Antypryzma kwadratowa

Uwaga ! Istnieje wiele typów dodekaedrów.

8

Wielo ciany koordynacyjne dla LK = 6

mio cian foremny

Pryzmat trygonalny

9

Regu a oktetu (Abegg 1904)

Gazy szlachetne charakteryzuj

si

wysokimi potencja ami jonizacji, zerowymi

powinowactwami elektronowymi oraz bierno ci

chemiczn . Maj

wi c bardzo

stabilny uk ad elektronowy pow oki walencyjnej - oktet elektronowy (wyj tek

stanowi He z dubletem walencyjnym). Atomy innych pierwiastków (poza

wodorem) d

do uzyskania oktetu walencyjnego drog

reakcji chemicznych.

Wodór d

y do uzyskania dubletu helowego. Podsumowuj c:

Ka dy pierwiastek tworz c zwi zek chemiczny przyjmuje konfiguracj

elektronow najbli szego gazu szlachetnego.

Fizykochemik niemiecki Richard Abegg (1869-1910) urodzi si w Gda sku
Od 1899 r. profesor uniwersytetu we Wroc awiu. Zgin

w katastrofie balonu.

10

Symbolika kropkowa Lewisa (1902)

Gilbert Newton Lewis w swoim
laboratorium w MIT (Berkeley)

Lewis rozwin

teori oktetu Abegga i zastosowa

do wyja nienia natury wi za

kowalencyjnych.

11

Wi zanie jonowe i jonowa sie krystaliczna

Teoria Kossela (1917): przekazanie elektronu
przez atom elektrododatni atomowi
elektroujemnemu, utworzenie kationu i anionu,
przci ganie elektrostatyczne.

Przyk ad:

(w ten sposób Na uzyskuje oktet 2s

2

2p

6

z

przedostatniej pow oki a Cl uzupe nia ostatni
pow ok do o miu elektronów)

Na

+

Cl

-

Jonowa sie

krystaliczna - minimalizacja si odpychania elektrostatycznego

jonów o tym samych znakach adunku i maksymalizacja si przyci gania

elektrostatycznego jonów o znakach przeciwnych. Kryszta jonowy jest jedn

wielk moleku

zawieraj

w w

ach sieci optymalnie upakowane jony, na

przemian dodatnie i ujemne. To optymalne upakowanie jonów prowadzi do

stabilizacji energetycznej kryszta u, energia wydzielaj ca si

przy jego

tworzeniu z jonów nosi nazw energii sieci krystalicznej.

12

Energi sieci krystalicznej mo na oceni na podstawie prawa Coulomba:

d

Q

Q

k

E

2

1

E ro nie, gdy rosn

adunki Q1 i Q2 a odleg

d mi dzy nimi maleje. Wobec tego

E ro nie, gdy malej promienie jonowe, czyli gdy jony znajduj si bli ej siebie.

Efekt energetyczny reakcji, w której powstaje kryszta jonowy z atomów, to suma

energii jonizacji, powinowactwa elektronowego i energii sieci krystalicznej.

Kryszta y jonowe maj wysokie temperatury topnienia i po stopieniu przewodz

pr d elektryczny.

Jonowe po czenia metali przej ciowych nie mo na wyt umaczy regu

oktetu.

Np. Ag o konfiguracji elektronowej 4d

10

5s

1

tworzy jon Ag+ przez oddanie

elektronu 1s i w ten sposób ostatni pow ok staje si pow oka czwarta, która

jest ca kowicie zape niona 18 elektronami. Budow krystalicznych kompleksów

metali przej ciowych opisuje teoria pola krystalicznego.

Energia jonowej sieci krystalicznej

13

Wi zanie kowalencyjne

Teoria Lewisa (1916) zak ada, e wi zanie kowalencyjne tworzy si

w wyniku

uwspólnienia elektronów, np.:

W wyniku uwspólnienia elektronów oba reaguj ce atomy zapewniaj

sobie

oktet elektronowy (wodór

dublet helowy) na ostatniej pow oce. Uwspólnieniu

elektronów towarzyszy koncentracja ujemnego adunku pomi dzy reaguj cymi
atomami, co pozwala wyja ni

wi zanie kowalencyjne na gruncie teorii

elektrostatycznej:

Definicja:

zr b atomowy = atom –
elektrony walencyjne

Zr b atomowy ma
sumaryczny adunek
dodatni.

odpychanie

absze odpychanie

przyci ganie

14

Wi zanie kowalencyjne c.d.

Par elektronów wi

cych oznacza si kresk (symbol wi zania) a pozosta e

elektrony oznacza si

kropkami lub wszystkie pary elektronowe (wi

ce i

wolne) oznacza si kreskami:

Je eli pierwiatki tworz ce wi zanie kowalencyjne ró ni si elektroujemno ci ,

to mamy do czynienia z wi zaniem kowalencyjnym spolaryzowanym. Takie

wi zanie ma elektryczny moment dipolowy.

lub

Wi zania kowalencyjne wielokrotne

W pierwszym przyk adzie rz d wi zania N N wynosi 3, w drugim przypadku
rz d wi zania C=O wynosi 2.

15

Przyk ad

Stosuj c teori

Lewisa i Kossela mo na wyja ni

np. wi zania w

wodorkach 3-ego okresu:

NaH, MgH

2

, AlH

3

, SiH

4

, PH

3

, H

2

S i HCl

. Trzeba

rozwa

ró nice elektroujemno ci mi dzy atomami tych wodorków. W

skali Paulinga mamy:

H 2,2; Na 0,9; Mg 1,3; Al 1,6; Si 1,9; P 2,2; S 2,6; Cl

3,2

. Dwa pierwsze zwi zki maj

charakter jonowy, przy czym bardziej

elektroujemne atomy wodoru maj

adunek ujemny.

AlH

3

ma charakter

przej ciowy (

= 0,6

)

– struktura polimeryczna.

Pozosta e wodorki maj charakter kowalencyjny:

kowalencyjny
spolaryzowany

Al

H

16

Porównanie typowych zwi zków jonowych i kowalencyjnych

Zwi zki jonowe

(zwykle nieorganiczne)

Krystaliczne cia a sta e

- kryszta y o budowie jonowej.

Wysokie temperatury topnienia i wrzenia.

Przewodz pr d elektryczny w stanie

stopionym.

Wiele zwi zków jonowych rozpuszcza

si w wodzie i dysocjuje (elektrolity), ale

nie rozpuszcza si w rozpuszczalnikach

niepolarnych.

Zwi zki kowalencyjne

(zwykle organiczne)

Gazy, ciecze lub cia a sta e zbudowane z

cz steczek - kryszta y o budowie

molekularnej.

Niskie temperatury topnienia i wrzenia.

abe przewodniki pr du we wszystkich

stanach skupienia.

Wiele zwi zków kowalencyjnych

rozpuszcza si w rozpuszczalnikach

niepolarnych, ale nie rozpuszcza si w

wodzie.

… ale np. SiC

du o wyj tków !

17

Regu y tworzenia wzorów Lewisa

1. Obliczy sumaryczn liczb elektronów walencyjnych w cz steczce lub jonie,

uwzgl dniaj c wypadkowy adunek, np.:

N

2

O 2 × 5 + 6 = 16

w sumie 8 par elektronowych

CO

3

2-

4 + 3 × 6 + 2 = 24

w sumie 12 par elektronowych

2. Zaproponowa struktur cz steczki, cz c atomy pojedynczymi wi zaniami,

czyli wi

cymi parami elektronowymi (trzeba z góry wiedzie , które atomy s

ze sob po czone lub przyj

jakie za

enie w sprawie struktury, a eby je

pó niej zweryfikowa ).

3. Rozmie ci pozosta e elektrony wokó atomów (niewi

ce pary elektronowe) i

w wi zaniach (wi

ce pary elektronowe), tworz c ewentualnie wi zania

wielokrotne, tak a eby spe ni regu oktetu dla ka dego z tych atomów

(dubletu dla wodoru !).

18

Przyk ad PCl

3

1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 5 + 3 × 7 = 26, czyli w sumie

13 par elektronowych.

2. Intuicja chemiczna „podpowiada” nam struktur :

3. Wykorzystali my 3 pary elektronowe, jako pary wi

ce. Pozostaje do

wykorzystania jeszcze 10 par elektronowych. Po 3 pary dajemy
ka demu atomowi Cl a dla P zostaje jedna para elektronowa. Ka dy z
atomów uzyskuje w ten sposób oktet elektronów:

19

Przyk ad ClO

3

-

1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 7 + 3 × 6 + 1 = 26, czyli w

sumie 13 par elektronowych.

2. Intuicja chemiczna „podpowiada” nam struktur :

3. Wykorzystali my 3 pary elektronowe, jako pary wi

ce. Pozostaje do

wykorzystania jeszcze 10 par elektronowych. Po 3 pary dajemy
ka demu atomowi O a dla Cl zostaje jedna para elektronowa. Ka dy z
atomów uzyskuje w ten sposób oktet elektronów:

Uwaga ! Identyczna struktura elektronowa jak dla PCl

3

, gdy

te dwa

przypadki s izoelektronowe.

20

Przyk ad HCN

1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 1 + 4 + 5 = 10, czyli w sumie

5 par elektronowych.

2. Wiemy z góry, e struktura jest liniowa:

H-C-N

Wykorzystali my ju 2

pary elektronowe, jako pary wi

ce. Pozostaj

do wykorzystania

jeszcze 3 pary elektronowe, które nale y przydzieli atomom C i N jako
wolne pary elektronowe.

3. Propozycja wzorów Lewisa z pojedynczymi wi zaniami:

4. Propozycja wzorów Lewisa z podwójnym wi zaniem

(do wkorzystania 2 wolne pary elektronowe):

5. Propozycja wzoru Lewisa z potrójnym wi zaniem

(do wkorzystania 1 wolna para elektronowa):

H-C-N

H-C-N

:

:

:

:

:

:

6 6 8 4

:

H-C-N

: :

-

H-C-N

:

-

8 6 6 8

:

H-C-N

--

2 8 8

21

Przyk ad S

2

O

3

2-

1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 5 × 6 + 2 = 32, czyli w sumie 16 par

elektronowych.

2. Intuicja chemiczna „podpowiada” nam struktur :

3. Wykorzystali my 4 pary elektronowe, jako pary wi

ce. Pozostaje do

wykorzystania jeszcze 12 par elektronowych. Po 3 pary dajemy ka demu atomowi
O oraz peryferyjnemu S(-II). Ka dy z atomów uzyskuje w ten sposób oktet
elektronów:

Uwaga ! Podobn budow elektronow ma izoelektronowy z S

2

O

3

2-

jon SO

4

2-

.

Pokazanie w tej strukturze dwóch
wi za

podwójnych wymaga dla

centralnego atomu S zastosowania
koncepcji rozszerzonej walencyjnej
pow oki elektronowej.

22

Wi zanie koordynacyjne

Wi zanie koordynacyjne stanowi szczególny przypadek wi zania

kowalencyjnego. Wi

ca para elektronów pochodzi w tym

przypadku tylko od jednego z atomów tworz cych wi zanie.

Uwaga ! W tej symbolice k adzie si nacisk na po czenia atomów
w ramach cz steczki (tzn. który atom z którym jest zwi zany -
topologia), a nie na jej geometri . Geometri cz steczek b dziemy
rozwa a pó niej.

zasada Lewisa

kwas Lewisa

23

Rezonans (mezomeria)

Cz sto spotykamy si z sytuacj , w której pojedyncze diagramy Lewisa nie

opisuj dobrze rozk adu elektronowego. Rozwa my ozon O3:

Z do wiadczenia:

Oba wi zania O-O maj t sam d ugo

, chocia jest to sprzeczne ze struktur

Lewisa, która spe nia regu oktetu (wi zanie podwójne jest krótsze ni

pojedyncze):

Jednak e podwójne wi zanie mo emy równie umie ci pomi dzy drug par
atomów tlenu:

O

O

O

O

O

O

117

O

1,278 Å

1,278 Å

O

O

O

24

Rezonans (mezomeria) c.d.

Takie równocenne struktury nazywamy strukturami rezonansowymi (Pauling 1928).

Rozk ad elektronowy jest opisany jednocze nie obiema strukturami, co pozwala

wyt umaczy równe d ugo ci wi za . Stosujemy nast puj cy zapis:

Uwaga ! Dwukierunkowa strza ka nie oznacza równowagi chemicznej, ani oscylacji

rozk adów elektronowych cz steczki. Naprawd cz steczka istnieje w jednej formie - tej

znalezionej do wiadczalnie.

Rysuj c struktury rezonansowe nale y pami ta , e atomy musz w nich by tak samo

po czone (ta sama topologia) - ró ne b

tylko rozk ady elektronowe.

Im wi cej struktur rezonansowych opisuje dan cz steczk , tym jest ona trwalsza.

Mówimy, e rezonans stabilizuje cz steczk .

O

O

O

O

O

O

25

Ró ne sposoby przedstawiania struktur rezonansowych: ozon

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

0

0

0

26

Struktury rezonansowe anionów kwasów tlenowych

O

N

O

O

O

N

O

O

O

N

O

O

-

-

-

O

O

O

O

O

O

O

O

O

C

C

C

2-

2-

2-

NO

3

-

5 + (3

6) + 1 = 24

czyli 12 par elektronowych

CO

3

2-

4 + (3

6) +2 = 24

czyli 12 par elektronowych

27

Wyj tki od regu y oktetu

3.

Nadmiar elektronów

–

wykorzystanie walencyjnych orbitali d atomu centralnego

(od 3

-ego okresu):

Grupa IVA

CF

6

NIE

SiF

6

TAK

Grupa VA

NCl

5

NIE

PCl

5

TAK

Tendencja do rozszerzenia walencyjnych pow ok elektronowych ro nie wraz z dost pno ci

walencyjnych orbitali d atomu centralnego i zmniejszaniem si rozmiarów atomów zewn trznych:

a) NF

3

jest trwa y. NF

5

nie istnieje.

Azot nie ma walencyjnych orbitali d.

b) PF

3

i PF

5

- oba istniej .

Fosfor ma nieobsadzone walencyjne orbitale d.

c) PF

5

jest bardziej trwa y ni PCl

5

.

Promienie atomowe: F < Cl .

4.

Kompleksy metali przej ciowych

(w dalszej cz

ci kursu).

1.

Rodniki

(cz steczki zawieraj ce niesparowane elektrony), np.

NO

, gdzie mamy 5 + 6 = 11

elektronów walencyjnych, czyli jeden musi by

niesparowany. W tym przypadku ca kowite

sparowanie elektronów nie jest mo liwe i jeden z atomów nie mo e mie oktetu walencyjnego.

2.

Deficyt elektronowy

- wi zanie koordynacyjne. Bor w

BF

3

ma za

ma o o dwa elektrony, czyli jest kwasem Lewisa i akceptorem

elektronów w wi zaniach koordynacyjnych. W kompleksie z

amoniakiem donorem pary elektronowej jest azot.

28

Tlenek azotu

NO

11 elektronów

5 par elektronowych + 1
elektron niesparowany

Rodnik – w

ciwo ci paramagnetyczne !

Rezonans tych struktur daje rz d wi zania równy 2,5

zgodny z wynikami eksperymentalnymi.

29

Do wiadczenia, które prof.

Louis J. Ignarro

przeprowadzi w 1990 r. dowiod y, e NO jest
neuroprzeka nikiem

odpowiedzialnym za

zjawisko erekcji. Praktycznym zastosowaniem
tego odkrycia sta o si

opracowanie sildenafilu,

czyli pierwszego doustnego leku skutecznego w
terapii impotencji, a prof. L. J. Ignarro zyska
miano "ojca Viagry". Obecnie wiadomo, e NO
reguluje motoryk

przewodu pokarmowego,

uczestniczy w funkcjach uk adu oddechowego,
odgrywa rol

neuromodulatora

w OUN

(wp ywaj c m.in. na pami

, czym zainteresowali

si

naukowcy poszukuj cy skutecznego leku na

choroby ot pienne) oraz bierze udzia

w

procesach przeciwzapalnych i odporno ciowych,
co z kolei mo e mie

du e znaczenie przy

tworzeniu nowych leków przeciwnowotworowych.

Prze omowe odkrycie roli tlenku azotu jako czynnika sygna owego,
rozlu niaj cego ciany naczy

krwiono nych by o wynikiem prac

trójki naukowców:

Roberta F. Furchgotta, Feride'a Murada i Louisa

J. Ignarro

. Wszyscy trzej uczeni zostali w 1998 r. wspólnie

uhonorowani Nagrod Nobla.

AM 28 maja 2006 r.

Wr czenie medalu im. Doktora

Tytusa Cha ubi skiego

30

Niesteroidowe leki przeciwzapalne (NLPZ) uwalniaj ce tlenek azotu

NO-NSAIDs (NO-donating nonsteroidal anti-inflammatory drugs)

Pochodna NO-ASA poza
kwasem acetylosalicylowym,
czyli substancj

aktywn

aspiryny, wydziela tak e tlenek
azotu, który chroni b on

luzow

dka przed

uszkodzeniem.

NO-ASA ma dzia anie antynowotworowe !

31

Paramagnetyzm

Paramagnetyzm
ciek ego tlenu.

B

B

B

B

32

Spektroskopia rezonansów magnetycznych

E

B

0

Energia

Absorpcja

fotonu

Relaksacja
spinowo-sieciowa

Magnetyczne momenty spinowe
niesparowanych

elektronów w

rodnikach lub tzw. j der magne-
tycznych (np.

1

H,

13

C,

15

N lub

31

P)

w cz steczkach diamagnetycz-
nych maj skwantowane poziomy
energetyczne w zewn trznym
polu magnetycznym B

0

. Odst p

E mi dzy poziomami jest

proporcjonalny do B

0

. Je eli do-

pasowa do niego fotony, czyli ich cz sto

do B

0

(rezonans), to zachodz

przej cia

spektroskopowe. W przypadku niesparowanych
elektronów jest to zjawisko elektronowego
rezonansu paramagnetycznego (EPR) a dla j der
jest to zjawisko j drowego rezonansu
magnetycznego (NMR). Spektroskopia EPR
wymaga fotonów o cz sto ci rz du kilku GHz a
NMR realizuje si

przy cz sto ciach rz du setek

MHz. EPR s

y do wykrywania, identyfikacji i

okre lania st

rodników. NMR jest niezb dny

w analizie zwi zków organicznych oraz jest
stosowany do obrazowania medycznego tkanek
mi kkich (MRI).

33

I

II

III

Rozszerzona pow oka walencyjna siarki w jonie siarczanowym(VI) ?

Poszczególne adunki formalne s
najbardziej zbli one do 0 w strukturze
rezonansowej

III

i ta ze wzgl du na adunki

formalne jest najbardziej uprzywilejowana,
chocia pow oka walencyjna atomu S jest tu
rozszerzona do 12 elektronów.

Uwaga !

Struktura rezonansowa III jest

jedn

z 6-ciu mo liwych ze wzgl du na

rozmieszczenie wi za

podwójnych.

adunek na centralnym atomie S

wynosi +1,77 !

34

Model odpychania si walencyjnych par elektronowych

(VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion)

1. Cz steczka przybiera taki kszta t, który pozwala zminimalizowa

odpychanie

elektrostatyczne walencyjnych par elektronowych.

2. Walencyjne pary elektronowe dzieli si na wi

ce i niewi

ce (wolne).

3. Wi zanie wielokrotne traktowane jest jako obszar o du ej g sto ci

elektronowej, analogicznie do pojedynczej pary elektronowej.

4. Niesparowany elektron traktuje si

jako obszar o mniejszej g sto ci

elektronowej.

5. Si a odpychania maleje w kolejno ci: para wolna – para wolna > para wolna –

para wi

ca > para wi

ca – para wi

ca.

35

Zale no

mi dzy geometri cz steczki

a liczb par elektronowych

Liczba par

elektronowych

Rozmieszczenie par

elektronowych

Przewidywany

kszta t cz steczki

Przyk ad

2

deficyt elektronowy

:

A

:

liniowy

Cl

Be

Cl

180

o

3

deficyt elektronowy

..

A

..

..

trójk tny

F

B

F

F

120

o

4

oktet

:

..

A

:

:

tetraedryczny

H

H

C

H

H

109,5

o

5

nadmiar elektronów

:

A

:

:

..

..

bipiramidy

trygonalnej

Cl

P

Cl

Cl

Cl

Cl

90

o

120

o

6

nadmiar elektronów

:

A

:

:

:

..

..

oktaedryczny

F

S

F

F

F

F

F

90

o

90

o

36

Spe niona regu a oktetu:

geometria cz steczek wodorków niemetali drugiego okresu

Pary elektronowe:

4 wi

ce, 0 wolnych.

Pary elektronowe:

3 wi

ce, 1 wolna.

Pary elektronowe:

2 wi

ce, 2 wolne.

Pary elektronowe:

1 wi

ca, 3 wolne.

37

Liczba par

wi

cych

Liczba par

wolnych

Wzór

Struktura

Przyk ad

5

0

AB

5

B

A

B

B

B

B

PCl

5

4

1

AB

4

A

B

B

B

B

:

SF

4

3

2

AB

3

B

A

:

:

B

B

ClF

3

bipi

ram

ida t

rygon

alna

2

3

AB

2

:

A

:

:

B

B

XeF

2

6

0

AB

6

A

B

B

B

B

B

B

SF

6

5

1

AB

5

A

B

B

B

B

B

..

BrF

5

oktae

dr

4

2

AB

4

A

B

B

B

B

..

..

XeF

4

Struktura cz steczek z atomem centralnym maj cym

rozszerzon pow ok walencyjn

38

Liczba

elektronów

walencyjnych

16

17

18

19

Wzór

sumaryczny

+IV

CO

2

+V

NO

2

+

+IV

NO

2

0

O

3

+III

NO

2

-

+IV

ClO

2

Rz d wi zania

2

1,5

1,5

1,5

Kszta t

cz steczki

liniowy

trójk tny

trójk tny

trójk tny

ciwo ci

magnetyczne

dia-

para-

dia-

para-

Wzór strukturalny powinien:

1. Pokazywa , które atomy s w cz steczce po czone ze sob wi zaniami

chemicznymi.

2. Charakteryzowa liczb i rz d tych wi za .
3. Charakteryzowa struktur elektronow atomowych pow ok walencyjnych i wi za .
4. By zgodny ze stopniami utlenienia pierwiastków.
5. Charakteryzowa kszta t cz steczki.

Powy sze warunki spe niaj

wzory Lewisa z uwzgl dnieniem mezomerii oraz teorii

odpychania si

walencyjnych par elektronowych. Rozpatrzymy przyk ady

nast puj cych cz steczek:

39

Ditlenek w gla: CO

2

Wzór formalny: O=C=O

Wzory Lewisa:

Jon nitroniowy: NO

2

+

Wzór formalny: [O=N=O]

+

Wzory Lewisa:

O=C=O

-II +IV -II

O=C=O

0

0

0

-II +V -II

O=N=O

[

]

O=N=O

+

40

Ditlenek azotu: NO

2

Wzór formalny: O=N=O

Wzór formalny

nie pokazuje, e NO

2

jest

paramagnetyczny,

przewiduje z y rz d wi zania,

nie przewiduje trójk tnego kszta tu cz steczki.

Wzory Lewisa

N

O

O

.

N

O

O

.

N

O

O

.

N

O

O

.

N

O

.

O

N

O

.

O

+IV

-II

-II

41

Ozon: O

3

Wzór formalny: O=O=O , O=O-O ,

Wzór formalny zawodzi ca kowicie.

Wzory Lewisa

0

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

O

0

0

42

Anion azotanowy (III) : NO

2

-

Wzór formalny: [O=N-O]

-

Wzór formalny nie pokazuje, e

oba wi zania s

równocenne,

rz d wi zania wynosi 1,5 i e

cz steczka ma kszta t trójk tny (bierzemy pod uwag
uk ad j der atomowych).

Wzory Lewisa

N

O

O

N

O

O

N

O

O

N

O

O

N

O

O

N

O

O

+III

-II

-II

-

-

-

-

43

Ditlenek chloru: ClO

2

Wzór formalny: O=Cl=O

Wzór formalny nie pokazuje, e

ClO

2

jest

paramagnetyczny,

przewiduje z y rz d wi zania,

nie przewiduje trójk tnego kszta tu cz steczki (bierzemy
pod uwag uk ad j der).

Wzory Lewisa

Cl

O

O

.

Cl

O

O

.

Cl

O

O

.

Cl

O

.

O

Cl

O

.

O

Cl

O

O

.

+IV

-II

-II