CHEMIA

Wiązania

chemiczne

Marek Jasiorski

Cząsteczka

Aby powstało wiązanie, spełnione muszą być poniższe
warunki:
− reagujące atomy powinny się zderzyć ze sobą,
− zderzenie to musi być efektywne.

Gdy dwa atomy zbliżają się do siebie, zewnętrzne,
luźno związane elektrony zostają mocno zaburzone,
oddziałując na wszystkie cząstki układu (jony,
elektrony). Oddziaływanie to może prowadzić do
powstania wiązania, gdy jądra/jony są blisko siebie.

Proces powstawania cząsteczki
jest korzystny energetycznie -
prowadzi do zmniejszenia
energii układu.

Utworzona cząsteczka jest
trwalsza niż poszczególne atomy.

H· + ·H = H−H

∆E = -435 kJ/mol

produktu
:N + N: = :N

∶

∶

≡N:

∆E = -946 kJ/mol

Krzywe energii potencjalnej układu

Na + Cl

Wiązanie wg elektronowej teorii
wiązań

Wiązania tworzą elektrony zewnętrznej powłoki

elektronowej atomu (

walencyjne

), przy czym cząsteczki

powstają jedynie wówczas, gdy w wyniku reakcji każdy
atom osiąga trwałą konfigurację elektronową.

Najtrwalsze konfiguracje elektronowe mają atomy

gazów szlachetnych (8 elektronów na powłoce
walencyjnej) – pierwiastki bierne chemicznie.

Cząsteczki dążą do wypełnienia powłoki walencyjnej,

czyli obsadzenia jej 8 elektronami (

reguła oktetu

)

/nie zawsze jest spełniona, np. w

SF

6

/

Atomy mogą osiągać trwałą konfigurację elektronową

przez oddawanie, przyłączanie lub uwspólnianie
elektronów.

Wiązanie jonowe (I)

Powstaje gdy różnica elektroujemności pomiędzy
łączącymi się pierwiastkami wynosi więcej niż 1,7.
Następuje wówczas

przesunięcie elektronów

w stronę

atomu bardziej elektroujemnego, który staje się

anionem

,

natomiast atom oddający elektrony staje się

kationem

.

Siłą, która utrzymuje dwa atomy ze sobą jest siłą
przyciągania elektrostatycznego (brak kierunkowości).

11

Na     1s

2

2s

2

p

6

3s

1

Na

+

     1s

2

2s

2

p

6

17

Cl      1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

5

Cl

−

      1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

6

Wiązanie jonowe (II)

Na przykład w związkach pierwiastków z pierwszej kolumny

tablicy okresowej z pierwiastkami przedostatniej kolumny

(halogenki metali alkalicznych: KCl, LiBr)

/ pierwiastek elektrododatni - pierwiastek elektroujemny/

Cechy związków z przewagą wiązania jonowego:

• ciała w stanie stałym,
• zbudowane z kationów i anionów, przyciągających się ze

stosunkowo dużą siłą,

• twarde kryształy o wysokiej temperaturze topnienia i wrzenia,
• rozpuszczają się dobrze w rozpuszczalnikach polarnych (woda),
• w stanie stopionym lub w roztworze dobrze przewodzą prąd

elektryczny (nośnikiem ładunków są ruchliwe jony),

• ich reakcje zachodzą stosunkowo szybko.

Struktura kryształu jonowego

Wiązanie kowalencyjne
(atomowe) (I)

• Jest wynikiem

uwspólniena pary elektronowej

, przy

czym każdy atom dostarcza jeden elektron.

• Wiązanie koordynacyjne – szczególny przypadek

w. kowalencyjnego, gdy uwspólniona para
elektronów wiązania pochodzi od jednego atomu
(NH

4

Cl).

• Mogą powstawać także tzw.

wiązania podwójne

lub

potrójne

przez uwspólnienie 4 lub 6 elektronów (np.

atomy azotu o konfiguracji 1s

2

2s

2

p

3

- 5 elektronów

walencyjnych - tworząc trzy wspólne pary
elektronowe uzyskują oktet).

• Wiązanie ukierunkowane.

:N∶ + ∶N: =

:N≡N:

Wiązanie kowalencyjne
(atomowe) (II)

Na przykład H

2

, O

2

/pierwiastek elektroujemny - pierwiastek elektroujemny/

Cechy związków z przewagą wiązania jonowego:

• ich cząsteczki słabo na siebie oddziałują,
• ich kryształy wykazują niewielką odporność na działanie

czynników mechanicznych,

• mają niskie temperatury przejść fazowych,
• rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (benzen,

tetrachlorek węgla),

• w stanie stopionym lub w roztworze nie przewodzą prądu

elektrycznego,

• reagują stosunkowo wolno.

Wiązanie kowalencyjne
spolaryzowane

• Pośrednie między wiązaniem atomowym i jonowym.
• Tworzy się jeśli różnica elektroujemności łączących się

pierwiastków zawiera się w granicach 0,4-1,7.

• Uwspólniona, wiążąca para elektronów przesunięta jest

w stronę atomu pierwiastka bardziej ujemnego.

• Np. HCl – charakter wiązania jest w ok. 80% atomowy i

w 20% jonowy.

• Cząsteczki w związku z takim nierównomiernym

rozmieszcze-niem ładunków tworzą dipole (cząsteczki
dwubiegunowe).

Udział charakteru jonowego w wiązaniu w zależności od różnicy

elektroujemności pierwiastków w związku chemicznym.

Wiazanie metaliczne

• W sieci metalicznej każdy elektron z zewnętrznych

powłok znajduje się pod wpływem kilku jąder
sąsiednich atomów, co powoduje rozmycie się ściśle
określonych poziomów energetycznych w jedno
ciągłe

pasmo przewodnictwa.

• Elektrony walencyjne mogą

się swobodnie
przemieszczać.

• pierwiastek elektrododatni -

pierwiastek elektrododatni

• brak kierunkowości
• Materiały o dobrym

przewodnictwie
elektrycznym.

Inne rodzaje wiązań



Wiązanie wodorowe

• dwie cząsteczki/jony połączone są jonem wodorowym
• szczególne znaczenie ma wiązanie −O−H‐‐‐‐O−
• pełni istotną rolę w utrzymaniu struktury białek i kwasów

nukleinowych



Wiązanie van der Waalsa

(międzycząsteczkowe)

• występuje między wszystkimi cząsteczkami
• związane z przyciąganiem się dipoli lub dipoli

indukowanych

• odpowiedzialne za właściwości fizyczne substancji (np.

stan skupienia, temperatury przejść fazowych)

Wiązanie jonowe wg kwantowej teorii
wiązań

Powstanie cząsteczki NaCl

Wiązanie kowalencyjne wg kwantowej teorii
wiązań

• Wiązanie powstaje w wyniku nakładania się orbitali

atomowych i ma miejsce zawsze wtedy kiedy na
orbitalach znajdują się niesparowane elektrony.

• Wszystkie wiązania powstające w wyniku czołowego

nakładania się orbitali nazywa się

wiązaniami σ

(najbardziej prawdopodobne występowanie elektronu
pokrywa się z osią łączącą oba atomy).

cząsteczka H

2

nakładanie się dwóch

orbitali s

(mogą się też nakładać

orbitale typu p, np. w

F

2

)

W przypadku wiązań podwójnych lub potrójnych
występuje boczne nakładanie się orbitali z utworzeniem

wiązań π

(najbardziej prawdopodobne występowanie

elektronu znajduje się powyżej/poniżej osi łączącej oba
atomy).

cząsteczka N

2

czołowe nakładanie się dwóch orbitali 2p (po jednym z każdego

atomu)

oraz boczne nakładanie się czterech orbitali 2p

w rezultacie: jedno wiązanie σ i dwa wiązania π

Wiążące orbitale

σ

i

π

s-s

s-p

p-p

p-p

HYBRYDYZACJA (I)

Zakłada się, że wiązanie (orbital cząsteczkowy) powstaje

w wyniku nakładania się orbitali atomowych atomów
tworzących wiązanie.

Proces tworzenia się nowych, jednakowych i

odpowiednio ukierunkowanych orbitali atomowych z
kombinacji orbitali s,p czy d nazywany jest

hybrydyzacją

, a nowe, hipotetyczne orbitale

nazywane są

orbitalami zhybrydyzowanymi

.

Proces hybrydyzacji (ujednorodnienia, wymieszania)

wynika z korzystnych zmian energetycznych
towarzyszących lepszemu usytuowaniu
zhybrydyzowanych orbitali
w przestrzeni.

HYBRYDYZACJA (II)

Orbital zhybrydyzowany skoncentrowany jest

głównie po jednej stronie jądra atomowego i dzięki
temu ma on silniejsze własności kierunkowe.

Każde powstające wiązanie jest równocenne.
Kwantowa teoria wiązań chemicznych (i

hybrydyzacja) pozwala wyjaśnić budowę
cząsteczek wieloatomowych.

orbitale niezhybrydyzowane i hybryda sp

Konfiguracja atomu węgla w stanie

podstawowym i

wzbudzonym

6

C: 1s

2

2s

2

p

2

6

C*: 1s

2

2s

1

*p

3

*

Jeden węgiel kilka struktur

hybrydyzacja sp

3

(I)

• wymieszanie się orbitalu s

z trzema orbitalami p

• struktura tetraedryczna

•

METAN (CH

4

)

hybrydyzacja sp

3

(II)

Niektóre naroża tetraedru mogą zajmować

wolne pary elektronowe (NH

3,

H

2

O).

hybrydyzacja sp

2

• wymieszanie się orbitalu s z dwoma

orbitalami p

• struktura płaska, trygonalna

•

ETEN

(C

2

H

4

)

hybrydyzacja sp

• wymieszanie się orbitalu s z

orbitalem p

• struktura liniowa

•

ETYN (acetylen, C

2

H

2

)

Inne hybrydyzacje

hybrydyzac

ja

konfiguracja

przykład

dsp

2

płaska kwadratowa

PtCl

4

2-

dsp

3

bipiramida
trygonalna

PCl

5

d

2

sp

3

oktaedryczna

SF

6

d

3

sp

3

bipiramida
pentagonalna