4. Wiązania chemiczne

Tworzenie cząsteczek umożliwia pierwiastkom

uzyskanie na zewnętrznej powłoce

konfiguracji elektronowej zapewniającej im

minimum energetyczne i bierność chemiczną;

takie działanie prowadzi do powstania

wiązania chemicznego

Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym; większość łączy się z innymi

atomami tworząc

cząsteczk

i.

cząsteczki pierwiastków -

zbudowane z tych samych

pierwiastków

cząsteczki związków

chemicznych – tworzone przez

atomy różnych pierwiastków

Wg

elektronowej

teorii

wiązań

chemicznych

(Kossel i

Lewis, 1916)

reagujące ze sobą atomy dążą do
uzupełnienia

lub

zredukowania

walencyjnej

(zewnętrznej)

powłoki

elektronowej do

powłoki najbliższego

helowca,

tzn.

do

8

elektronów

,

stanowiących tzw.

oktet elektronowy,

lub

do 2

elektronów

(tzw

.

dublet

elektronowy - jak w przypadku helu).

Sposób, w jaki następuje uzupełnianie lub

redukcja elektronów walencyjnych i rodzaj

tworzonego wiązania zależy od elektroujemności

pierwiastków je tworzących

przy znacznej różnicy w elektroujemności (o więcej niż 1,7 w skali Paulinga) następuje

przekazanie elektronów

jednego atomu drugiemu

–

powstaje

wiązanie heteropolarne (jonowe)

przy atomach tych samych pierwiastków

lub

atomach niemetali o małej różnicy elektroujemności

następuje

uwspólnienie (współużytkowanie) elektronów walencyjnych

–

powstaje

wiązanie kowalencyjne (atomowe)

lub

wiązanie

donorowo-akceptorowe (koordynacyjne

)

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Liczba wiązań chemicznych, jakie

tworzy atom -

to

wartościowość

pierwiastka

w danym związku

chemicznym

W stanie wolnym wartościowość

pierwiastka wynosi 0;

zależnie od rodzaju związku

wartościowość tego samego

pierwiastka może być różna

Elektrony w cząsteczkach są opisywane za pomocą

orbitali molekularnych

czyli

cząsteczkowych

Orbitale molekularne powstają przez zbliżenie i „nałożenie”

się orbitali atomowych o podobnych energiach i tej samej

symetrii względem osi łączącej dwa jądra atomowe.

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

nakładających się

wzdłuż osi łączącej oba jądra

atomowe

Boczne nakładanie

się elektronów orbitali

p

x

lub

p

z

(oś y jest

kierunkiem zbliżania się atomów) prowadzi do utworzenia

wiążących i

antywiążących orbitali cząsteczkowych



i



*

Przestrzenny kształt

wiążących orbitali molekularnych (cząsteczkowych)

*

* Autorzy: J.Banaś, W. Solarski Opracowanie edycyjne M.Oczko

Orbital molekularny



i

wiązanie

sigma



powstaje z:

dwóch orbitali

s

orbitali

s

i

p

dwóch orbitali

p

x

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Jeżeli cząsteczkę tworzą pierwiastki takie same

lub niewiele różniące się elektroujemnością to

wspólna para elektronowa

wiązania

kowalencyjnego

jest rozmieszczona symetrycznie w przestrzeni

między jądrami,

np. w cząsteczkach H

2

, O

2

, Cl

2

, N

2

.

Jeżeli tworzące cząsteczkę pierwiastki są niemetalami o różnej elektroujemności -

wspólna para elektronowa

wiązania kowalencyjnego

jest przesunięta w kierunku jądra pierwiastka bardziej elektroujemnego

z powodu nierównomiernego rozkładu ładunku wiązanie takie jest

wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym

, np

.

w cząsteczkach HCl, H

2

O, HBr.

Takie cząsteczki mają budowę

biegunową - polarną



są

dipolami

o

cząstkowym

ładunku



(+)

w pobliżu atomu o mniejszej elektroujemności

i



(-)

– w pobliżu atomu

bardziej elektroujemnego.



+



-

l

Dipol jest układem dwóch różnoimiennych

ładunków



+ i



-

umieszczonych w odległości l

od siebie. Charakteryzuje się momentem

dipolowym



, który jest wektorem o wartości

bezwzględnej



=





l

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

np. cząsteczka wody, HCl, HBr itp. :

Szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego jest

wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne, semipolarne)

tworząca je para elektronowa pochodzi od jednego z atomów, zwanego

donorem

(dawcą) pary elektronowej; parę tę przyjmuje

akceptor

(biorca)

Wiązanie koordynacyjne występuje np. w

cząsteczkach

: SO

2

, CO, HNO

3

, H

2

SO

4

jonach

: NH

4

+

, SO

4

2-

,

jonach kompleksowych

: [Cu(NH

3

)

4

]

2+

,

K

3

[Fe(CN)

6

], [Fe(CNS)

6

]

3-

.

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Przy znacznej r

óżnicy elektroujemności pierwiastków (przynajmniej o 1,7 w skali Paulinga),

elektrony walencyjne jednego z atom

ów mogą być tak silnie przyciągane przez drugi atom (bardziej

elektroujemny),

że zostaną „przechwycone” i obsadzają powłokę zewnętrzną tylko tego atomu.

Powstaje

wiązanie jonowe

polegające na

przyciąganiu elektrostatycznym

różnoimiennie naładowanych jonów

Takie

wiązania jonowe

występują np. w

cząsteczkach tworzonych przez atomy

metali i niemetali, np. NaCl, KJ itp.

Wówczas atom „przechwytujący” elektrony ma ich nadmiar i staje się

jonem ujemnym (anionem),

zaś ten, oddający elektrony staje się

jonem dodatnim (kationem).

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

W metalach i ich stopach występuje szczególny rodzaj wiązania,

tzw.

wiązanie metaliczne

Jest to wiązanie pomiędzy tworzącymi sieć krystaliczną kationami metali i ich elektronami, które

zajmują orbitale powłok walencyjnych wszystkich tworzących sieć atomów

Takie elektrony nazywa się

elektronami zdelokalizowanymi

Elektrony te poruszają się swobodnie pomiędzy dodatnimi

elementami sieci, tworząc tzw. ”gaz elektronowy” i równoważą

sumaryczny ładunek dodatni kationów. Dlatego metal jako

całość jest elektrycznie obojętny

Wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane, tak jak wiązania kowalencyjne czy jonowe.

Obecność swobodnych elektronów w metalach powoduje ich wysokie przewodnictwo elektryczne i

cieplne oraz szereg innych charakterystycznych dla nich właściwości.

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Wytwarzanie wiązań kowalencyjnych w liczbie przewyższającej liczbę

niesparowanych elektronów w atomie można wyjaśnić przyjmując, że powstanie

wiązania poprzedza zmiana konfiguracji elektronowej atomu reagującego pierwiastka

Na przykład w atomie węgla zmiana ta polega na „przejściu” (promocji) jednego elektronu z orbitalu

2s na niezapełniony orbital 2p, przy czym atom przechodzi ze

stanu podstawowego

w

stan

wzbudzony

uzyskując konfigurację elektronową:

Przejściu elektronów z orbitalu 2s na orbital 2p towarzyszy „wymieszanie”

i ujednolicenie orbitali, w wyniku czego powstają orbitale o

jednakowej energii

i kształcie

, czyli jednakowym przestrzennym rozłożeniu prawdopodobieństwa znalezienia

elektronów.

Te orbitale biorą udział w tworzeniu wiązań między atomami

„Wymieszanie” orbitali atomowych

w celu wytworzenia nowych

nazywa się

hybrydyzacją,

a

otrzymane w ten sposób orbitale

noszą nazwę

orbitali zhybrydyzowanych

(

od słowa hybryda = mieszaniec)

Hybrydyzacja

jest operacją matematyczną

(a nie zjawiskiem!)

polegającą na tym, że

funkcje falowe (orbitale atomowe

) opisujące

elektrony r

óżnych podpowłok tej samej powłoki

są przekształcane w funkcje falowe

opisujące elektrony

równocenne

energetycznie i zajmujące równoważne

geometrycznie obszary orbitalne

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Wymieszanie

”

orbitalu s i trzech orbitali p

prowadzi do hybrydyzacji

sp

3

i powstania

czterech orbitali zhybrydyzowanych

sp

3

hybrydyzacja

sp

2

ma miejsce gdy

następuje „wymieszanie”

orbitalu s i

dwóch orbitali p,

powstają

trzy orbitale zhybrydyzowane

sp

2

hybrydyzacja

sp

- to

„wymieszanie”

orbitalu s i

orbitalu p,

powstają

dwa orbitale zhybrydyzowane

sp

Orbitale zhybrydyzowane biorą udział w

tworzeniu wiązań między atomami

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

sp

2

wiązanie podwójne w etenie (



+



) –

cząsteczka płaska

sp

wiązanie potrójne w etynie (



+ 2



) –

cząsteczka liniowa

Rodzaj hybrydyzacji orbitali atomowych decyduje o kształcie cząsteczki i

odwrotnie – znajomość budowy przestrzennej cząsteczek pozwala wnioskować o

rodzaju hybrydyzacji orbitali atomu centralnego

wiązanie pojedyncze (



) w metanie - cząsteczka

nieliniowa- czworościan regularny

sp

3

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014

Obecne w atomie centralnym orbitale zajęte przez

wolne pary elektronowe

(

nie biorą udziału w tworzeniu wiązania

)

powodują

zaburzenie geometrii cząsteczki

(

zmianę kątów pomiędzy wiązaniami)

,

gdyż siła odpychania tych elektronów i elektronów wiązań



nie jest jednakowa

Kształt cząsteczki wieloatomowej, czyli rozkład przestrzenny jąder atomów

składowych, w zasadniczy sposób wpływa na właściwości chemiczne i fizyczne

związku

J.Szymońska KChiF UR, Kraków, 2013/2014