Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

WIĄZANIA CHEMICZNE

Elektrostatyczny charakter wiązań chemicznych. Rodzaje
wiązań:

jonowe,

kowalencyjne,

metaliczne

i

międzycząsteczkowe. Zarys Teorii Orbitali Molekularnych
(LCAO) – orbitale σ i π wiążące, antywiążące, ich względne
energie i kształty (wyprowadzenie graficzne). Struktura
elektronowa cząsteczek dwuatomowych, rząd wiązania.

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Wiązanie chemiczne:

Co to jest WIĄZANIE CHEMICZNE?

– połączenie pomiędzy atomami w cząsteczce

– mechanizm dzięki któremu atomy mogą łączyć się w cząsteczki

– zjawisko fizyczne odpowiedzialne za

przyciągające oddziaływanie pomiędzy
atomami, zapewniające stabilność związków
chemicznych

– wiązanie chemiczne występuje wtedy, gdy siły

działające pomiędzy atomami prowadzą do
utworzenia skupiska atomów o stabilności
wystarczającej do uznania go za odrębną formę
materii

– połączenie atomów w wyniku wymiany lub

uwspólnienia elektronów

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

WIĄZANIE CHEMICZNE MA CHARAKTER ELEKTROSTATYCZNY

MECHANIZM

wiązania chemicznego

Siłą wiążącą atomy jest przyciąganie się różnoimiennych ładunków elektrycznych

r

Siła Coulomba

2

2

1

r

Q

Q

C

F





Istnieje kilka rodzajów wiązań chemicznych, różniących się
przestrzennym rozkładem ładunków odpowiedzialnych za
powstanie siły wiążącej.

–

Q

2

+

Q

1

F

   

2

C

r

e

Z

C

F









Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

WIĄZANIE JONOWE – przyciąganie się różnoimiennych

jonów, powstałych w wyniku
wymiany elektronów pomiędzy
atomami

RODZAJE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

9+

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

3+

–

Li

F

–

Bilans
ładunków:

0

0

–1

+1

JONY:

Li

+

F

–

Powstanie jonów

F

1

F

2

Wniosek:

Jądro fluoru (9+) mocniej

przyciąga elektron niż jądro litu

(3+); mniejsza odległość,

większy ładunek dodatni

Li

F

Porównanie sił F

1

i F

2

:

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

WIĄZANIE

J
O
N
O
W
E

+

–

Schemat wiązania jonowego

Utworzenie wiązania

9+

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

3+

–

–

Li

+

F

–

KATION

ANION

NaCl

– związek jonowy

F

Cl

1

2

3

E

J

[kJ/mol]

liczba atomowa

O K R E S Y

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Jakie pierwiastki tworzą przeważnie wiązania jonowe?

9+

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

3+

–

–

Li

F

+

–

Li

- łatwe oddanie

elektronu

mała energia

jonizacji

F

– silne

przyciąganie

elektronu

duża energia

jonizacji

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

9+

–

–

–

–

–

–

–

–

–

–

3+

–

–

Problem: Przeniesienie elektronu nie jest możliwe w
przypadku pary jednakowych atomów, a mimo to cząsteczki

H

2

, O

2

,

N

2

,

Cl

2

istnieją!

Rozwiązanie: Inny sposób elektrostatycznego związania
atomów

+

–

+

Schemat wiązania kowalencyjnego

+

–

Schemat wiązania jonowego

WIĄZANIE

KOW
ALE
NCYJ
NE

!

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Skąd pochodzi centralny ładunek ujemny?

+

–

+

Cząsteczka

H

2

+

–

+

–

Rozwiązanie - np:

Problem:

Model Bohra

Model falowy

!

Podwyższon

a gęstość

prawdopo-

dobieństwa

znalezienia

elektronu

W tym

obszarze

elektrony

pojawiają się

częściej niż w

pozostałych

rejonach

cząsteczki

– przyciąganie jąder atomowych przez

lokalny ładunek ujemny , powstały w wyniku
częściowego uwspólnienia elektronów wiążących
się atomów.

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Kwantowy opis elektronów w cząsteczce –

Teoria Orbitali Molekularnych

H

A

Ψ

A

Ψ

B

H

B

Orbital cząsteczkowy

Ψ

AB

– jaka to funkcja?

WIĄZANIE KOWALENCYJNE

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Poszukiwanie funkcji falowej opisującej elektron w

cząsteczce.

H

2

Ψ

A

Ψ

B

Ψ

AB

Funkcja (orbital)

Ψ

AB

jako odpowiednie złożenie funkcji

Ψ

A

i

Ψ

B

fragment
podobny do

Ψ

A

Pomysł:

fragment
podobny do

Ψ

B

Linowa Kombinacja orbitali

Ψ

A

i

Ψ

B

Ψ

AB

= c

A

Ψ

A

+ c

B

Ψ

B

Zasada matematyczna:

Ψ

AB

= Ψ

A

+ λ

Ψ

B

lub

gdzie

λ = c

A

/ c

B

– trzeba znaleźć dwie wartości

λ

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

– ang. Linear Combination of Atomic Orbitals

– pol. Linowa Kombinacja Orbitali Atomowych

Metoda

LCAO

H

2

Z 2 orbitali

Ψ

A

i

Ψ

B

muszą powstać

2 orbitale

Ψ

AB

Z łączenia n elementów musi powstać n różnych kombinacji

Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu na orbitalu

Ψ

AB

ρ = |Ψ

AB

|

2

= |Ψ

A

+

λΨ

B

|

2

= |Ψ

A

|

2

+ 2λ|Ψ

A

|·|Ψ

B

| + λ

2

|Ψ

B

|

2

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Metoda LCAO – poszukiwanie dwóch wartości

λ

2

1

Ψ

B

= 0

~

Ψ

A

= 0

~

( a + b )

2

= a

2

+ 2ab + b

2

|Ψ

AB

(1)|

2

= |

Ψ

A

|

2

|Ψ

AB

(2)|

2

= λ

2

|

Ψ

B

|

2

|Ψ

AB

(1)|

2

= |

Ψ

AB

(2)|

2

Cząsteczka jest symetryczna

czyli

λ

2

= 1

a stąd

λ

= ±1

Dwa orbitale cząsteczkowe:

Ψ

AB

+

= Ψ

A

+

Ψ

B

Ψ

AB

–

= Ψ

A

–

Ψ

B

|Ψ

A

|

2

= λ

2

|Ψ

B

|

2

=

λ

2

|Ψ

A

|

2

σ

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Kształt orbitali (rozkład gęstości elektronowej)

Ψ

AB

+

= Ψ

A

+

Ψ

B

Ψ

AB

–

= Ψ

A

–

Ψ

B

+

+

+

+

–

ZWIĘKSZONA

gęstość elektronowa

ZMNIEJSZONA

gęstość elektronowa

Ψ

A

B

Ψ

A

B

*

Orbital WIĄŻĄCY

Orbital ANTYWIĄŻĄCY

σ*

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

ENERGIE orbitali cząsteczkowych

H

AB

Ψ

AB

= E

AB

Ψ

AB

Konkretną funkcję

Ψ

można wstawić do

równania Schrödingera

Ĥ Ψ = E Ψ

i

obliczyć energię

E

,

jaką będzie miał elektron opisany tą funkcją

Przypomnienie

Dla orbitali cząsteczkowych

H

2

H

AB

Ψ

AB

= E

AB

Ψ

AB

*

*

*

WIĄŻĄCY

ANTYWIĄŻĄCY

H

AB

σ

= E

AB

σ

*

H

AB

σ

= E

AB

σ

*

*

Wynik:

E

AB

< E

A

= E

B

Wynik:

E

AB

> E

A

= E

B

*

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

DIAGRAM ENERGETYCZNY cząsteczki H

2

E

AB

< E

A

= E

B

E

AB

> E

A

= E

B

*

E

H

H

1s

1s

E

AB

E

AB

*

σ

1s

*

σ

1s

H

2

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

DIAGRAM ENERGETYCZNY cząsteczki H

2

Obsadzenie orbitali elektronami

E

H

2

H

H

1s

1s

E

AB

E

AB

*

σ

1s

*

σ

1s

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

DIAGRAM ENERGETYCZNY cząsteczki H

2

Obsadzenie orbitali elektronami

2ΔE

obniżenie

energii

układu.

Układ

H

2

jest

bardziej

trwały

od 2H

ΔE

E

1s

H

2

H

H

1s

E

AB

E

AB

*

σ

1s

*

σ

1s

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Przewidywanie trwałości, istnienia cząsteczek dwuatomowych

He

2

He

He

E

1s

1s

σ

1

s

*

σ

1

s

Bilans energii elektronów

+ΔE

*

−2ΔE

+2ΔE

*

> 0

Układ He

2

jest mniej

trwały od 2He ;

cząsteczka He

2

nie istnieje!

Czy może istnieć cząsteczka He

2

?

Czy może istnieć jon He

2

?

+

Bilans energii elektronów

−2ΔE

+ΔE

*

≈ −ΔE

E

He

2

He

He

1s

1s

σ

1

s

*

σ

1

s

−ΔE

+ΔE

*

+

Układ He

2

jest bardziej

trwały od 2He ;

jon He

2

istnieje!

+

+

|

+ΔE

*

| > |

−ΔE

|

−ΔE

R

W

= ½(Σ

el. wiąż.

– Σ

el.

antywiąż.

)

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Względna moc wiązania chemicznego

Wiązanie H─H jest mocniejsze od wiązania He─He

+

E

H

2

H

H

1s

1s

σ

1

s

*

σ

1

s

Bilans energii elektronów

−ΔE

+ΔE

*

−2ΔE

E

He

2

He

He

1s

1s

σ

1

s

*

σ

1

s

−ΔE

+ΔE

*

Bilans energii elektronów

−2ΔE

+ΔE

≈ −ΔE

+

RZĄD WIĄZANIA

R

W

= ½(2–0)=1

H

2

He

2

R

W

= ½(2–1)=½

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Orbitale cząsteczkowe z udziałem orbitali

s

i

p

Orbitale CZĄSTECZKOWE

Orbitale ATOMOWE

NAKŁADANIE

+

+

s

+

+

σ

s

s

+

–

+

σ

s

s

*

+

s

–

+

s

s

+

+

–

+

+

s

.

.

–

+

+

σ

s

p

.

+

–

p

+

s

.

.

–

+

+

.

+

–

p

–

+

–

.

.

.

+

+

–

σ

s

p

*

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Orbitale cząsteczkowe z udziałem orbitali

p

Orbitale CZĄSTECZKOWE

Orbitale ATOMOWE

NAKŁADANIE

σ

p

p

σ

p

p

*

+

p

.

+

–

.

+

–

p

+ +

–

–

+

p

.

+

–

.

+

–

p

+

+

–

–

–

+

–

+

–

+

–

–

p

.

+

–

.

+

–

p

p

.

+

–

.

+

–

p

–

+ +

– –

+

–

+ –

– +

+

+

–

–

π

p

p

π

p

p

*

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Wiązania typu

σ

lub

π

σ

– orbitale

nakładają się NA
osi wiązania

π

– orbitale

nakładają się
POZA osią
wiązania

.

.

Kryterium: Położenie obszaru nakładania się

orbitali atomowych względem osi
wiązania.

oś wiązania – linia łącząca jądra

związanych

atomów

DWA

obszary

nakładania

, ale JEDNO

wiązanie

σ

p

p

π

p

p

σ

s

s

σ

s

p

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

SCHEMAT POZIOMÓW ENERGETYCZNYCH cząsteczki O

2

E

O

2

O

Orbitale atomowe O:

1s

2

2s

2

2p

4

Diagram energetyczny
dla orbitali 2s i 2p

Elektrony zewnętrzne –
biorą udział w wiązaniu

p

x

p

y

p

z

s

p

x

p

y

p

z

s

O

π

x

π

y

σ

σ

*

σ

*

σ

z

p

x

p

y

p

z

p

x

p

y

p

z

π

y

*

π

x

*

S

=1 Paramagnetyzm tlenu

Ciekły tlen pomiędzy
biegunami magnesu

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

SCHEMATY POZIOMÓW ENERGETYCZNYCH cząsteczek O

2

i F

2

E

O

2

O

O

Orbitale atomowe:

p

x

p

y

p

z

s

p

x

p

y

p

z

s

π

x

π

y

π

x

π

y

σ

σ

*

σ

*

σ

O - 1s

2

2s

2

2p

4

RZĄD WIĄZANIA

R(O

2

) = 1/2(8-4) = 2

F - 1s

2

2s

2

2p

5

F

F

F

2

RZĄD WIĄZANIA

R(F

2

) = 1/2(8-6) = 1

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

SCHEMATY POZIOMÓW ENERGETYCZNYCH cząsteczek O

2

i N

2

E

O

2

O

O

Orbitale atomowe:

p

x

p

y

p

z

s

p

x

p

y

p

z

s

π

x

π

y

σ

σ

*

σ

*

σ

O - 1s

2

2s

2

2p

4

π

x

π

y

N - 1s

2

2s

2

2p

3

N

N

N

2

RZĄD WIĄZANIA

R(N

2

) = 1/2(8-2) = 3

UWAGA !!!

Zmiana kolejności orbitali

N - 1s

2

2s

2

2p

3

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

Konfiguracje elektronowe cząsteczek N

2

O

2

i F

2

N - 1s

2

2s

2

2p

3

Elektrony na orbitalach

zewnętrznych

N

2

1s

2

1s

2

(σ2s)

2

(σ

*

2s)

2

(π2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(σ2p

z

)

2

O - 1s

2

2s

2

2p

4

O - 1s

2

2s

2

2p

4

Elektrony na orbitalach

cząsteczkowych

O

2

1s

2

1s

2

(σ2s)

2

(σ

*

2s)

2

(σ2p

z

)

2

(π2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(π

*

2p

x

)

1

(π

*

2p

y

)

1

F - 1s

2

2s

2

2p

5

F - 1s

2

2s

2

2p

5

Elektrony na orbitalach

cząsteczkowych

F

2

1s

2

1s

2

(σ2s)

2

(σ

*

2s)

2

(σ2p

z

)

2

(π2p

x

)

2

(π2p

y

)

2

(π

*

2p

x

)

2

(π

*

2p

y

)

2

Elektrony na orbitalach

cząsteczkowych

Zmiana kolejności

energetycznej orbitali

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

SCHEMAT POZIOMÓW ENERGETYCZNYCH

cząsteczki heteroatomowej – HF

1

s

2

s

2
p

E

F

H

1

s

HF

Problem: Który orbital fluoru
utworzy orbital cząsteczkowy
z orbitalem 1s wodoru?

KRYTERIA TWORZENIA

ORBITALI

CZĄSTECZKOWYCH

1. Zbliżone energie orbitali

atomowych

2. Jak największe nakładanie

się fragmentów orbitali
atomowych

3. Jednakowa symetria

orbitali atomowych
względem osi wiązania

σ

σ

*

p

z

p

y

p

x

ORBITALE

wiążący

antywiążący

niewiążące

niewiążący

niewiążący

N

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

INNE TEORIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

I. Reguła oktetu (Lewis – 1902)

Gilbert Newton Lewis

(1875-1946)

„Podczas tworzenia wiązania

kowalencyjnego atomy dążą do

skompletowania oktetów (ośmiu

elektronów) przez uwspólnienie par

elektronowych”

Symbole Lewisa

el. sparowane

el.

niesparowane

2s

2p

np: N

2

– 1s

2

2s

2

2p

3

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

INNE TEORIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

I. Reguła oktetu (Lewis – 1902)

Tworzenie wiązań – budowanie oktetów

F F

O

2

N

2

F

2

F F

8 el.

8 el.

F F

1 para wspólnych

elektronów

O O

O O

8 el.

8 el.

2 pary el.

O O

8 el.

8 el.

3 pary el.

N N

N N

N N

Wykład 8 – WIĄZANIA CHEMICZNE

II. Teoria Wiązań Walencyjnych

(Heitler, London–1927, Pauling–1939)

VB – ang. Valence Bond „valens” – łac. być silnym, zdrowym

INNE TEORIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

Walter Heitler

Linus Pauling

Fritz London

„Wiązanie powstaje w wyniku

nałożenia się orbitali atomowych

obsadzonych pojedynczymi

elektronami i utworzenia pary

elektronowej”

Orbitale obsadzone pojedynczymi elektronami

Para elektronowa pozostaje pomiędzy jądrami atomów

Problem

: Czy atom berylu o konfiguracji 1s

2

2s

2

nie może utworzyć żadnych wiązań ???

Rozwiązanie –

... na następnym wykładzie