Zakaz Pauliego

Dwa elektrony mogą zajmować ten
sam orbital tylko wówczas, gdy ich
spiny są przeciwne tj. zorientowane
w przeciwnych
kierunkach.

Reguła Hunda

Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób,
aby liczba niesparowanych elektronów w
danej podpowłoce była
możliwie największa.

Okresowość cech chemicznych i
fizycznych
pierwiastków

Jeżeli będziemy umieszczać obok siebie
pierwiastki chemiczne szeregując je według
rosnących liczb atomowych, to dostrzeżemy,
że co 8-my, co 18-ty lub co 32-gi pierwiastek
wykazuje podobne cechy chemiczne.
Okresowość zmian charakteru chemicznego
pierwiastków była myślą przewodnią w
skonstruowaniu przez D.J Mendelejewa
tablicy zwanym układem
okresowym pierwiastków.

Periodyczność cech fizykochemicznych
pierwiastków wynika z powtarzającego się
podobieństwa rozkładu
elektronów na zewnętrznych
powłokach.

- grupa I - litowce

- grupa II - berylowce
- grupa III - borowce
- grupa IV - węglowce
- grupa V - azotanowce
- grupa VI - tlenowce
- grupa VII - fluorowce
- grupa VIII - helowce

- grupa I - miedziowce
- grupa II - cynkowce
- grupa III - skandowce
- grupa IV - tytanowce
- grupa V - wanadowce
- grupa VI - chromowce
- grupa VII - manganowce
- grupa VII - żelazowce: ta rodzina składa
się z trzech triad tj.

- pierwsza triada: żelazowce Fe, Co, Ni
- druga triada: platynowce lekkie Ru, Rh,
Pd
- trzecia triada: platynowce ciężkie Os, Ir,
Pt

Pierwiastki zapełniające podpowłoki

4f i 5f

tworzą

odpowiednio dwie rodziny poddodatkowe
- lantanowce
- aktynowce

Rozmiary atomów i jonów

W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają
się malejąc w danym okresie od strony lewej do
prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w
jądrze, tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów
przez jądro. Tak więc w poszczególnych okresach
litowce mają największe promienie atomów, a
fluorowce najmniejsze.

W obrębie grup promienie atomów wzrastają
wraz ze wzrostem liczb atomowych. Wiąże się to
ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których
wpływ na wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ
wzrostu ładunku jądra, decydującego o zmniejszeniu
średnicy atomu.

Objętość jonów ujemnych jest większa od objętości
atomów, natomiast objętość dodatnich jonów
izoelektronowych jest znacznie mniejsza od
objętości macierzystego atomu.

Jeżeli ilość doprowadzonej energii jest dostateczna do

oderwania elektronu od atomu, tzn. ze sfery przyciągania
oddziaływania jądra, to atom przekształca się w jon
dodatni.

pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię

potrzebną do przemiany

M → M

+

drugim - do przemiany M

+

→ M

2+

trzecim - do przemiany M

2+

→ M

3+

.

Elektroujemność i elektrododatność

Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych
przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne
stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy

elektroujemnymi

.

Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych
"tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie, nazywamy

elektrododatnimi

.

Skala elektroujemności Paulinga

Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy elektroujemności

Różnica

elektrou

jemności

% udział

wiązania

jonoweg

o

Różnica

elektrou

jemności

% udział

wiązania

jonoweg

o

0,2
0,4

0,6
0,8
1,0
1,2

1,4
1,6

1
4

9

15
22
30

39
47

1,8
2,0

2,2
2,4
2,6
2,8

3,0
3,2

55
63

70
76
82
86

89
92

Wiązanie chemiczne

A.Teoria elektronowa

Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa
energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy.

Trwałość energetyczną osiągają cząsteczki przez utworzenie
odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w
cząsteczce powstają w wyniku

"uwspólnienia"

elektronów walencyjnych reagujących z sobą

atomów.

1.energia dysocjacji (energia wiązania)
2.odległość pomiędzy atomami (długość wiązania)
3.kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).

Wiązanie jonowe (elektronowalencyjne)

Wiązania jonowe występują w układach złożonych
z atomów skrajnie różniących się
elektroujemnością.

W czasie powstawania wiązania jonowego atom
pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom
pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony.
Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach,
przyciągające się dzięki działaniu sił
elektrostatycznych.

Związki zawierające wiązania jonowe składają się
z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych
na przemian w przestrzeni.

Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy
jonami są
równomiernie rozłożone we wszystkich
kierunkach uprzywilejowanych, np. wyróżnienie
kierunków wartościowości

.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury

oktetowej

najbliższego gazu szlachetnego, poprzez wytworzenie
wspólnej pary elektronowej.

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy
łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o
takich samych wartościach
elektroujemności.

Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary
elektronowej
nie wystarcza do utworzenia oktetu,
atom może wykorzystać dwa lub trzy
elektrony tworząc
wiązania

podwójne

lub

potrójne.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)
spolaryzowane

Wiązanie atomowe 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 wiązania jonowego

.

Cechą charakterystyczną tego wiązania jest
przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy
w kierunku atomu pierwiastka
bardziej elektroujemnego.

Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi
spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego,
niesymetrycznego w stosunku do środka
cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują

biegunowość.

Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy

dipolami

,

tzn.
cząsteczkami

dwubiegunowymi.

Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw.

moment

dipolowy

μ

μ

= q * l

Substancja

Moment

dipolowy

μ

Przenikalność

dielektryczna

C

6

H

6

CCl

4

CH

4

(ciekły)

NH

3

CH

3

OH

C

2

H

5

OH

H

2

O

H

2

O (lód)

CH

3

Cl

0

0

0

1,44

1,62

1,66

1,84

0

1,56

2,27

2,24

2

22

33

25,7

80,1

3,2

5,8

Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)

Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od
wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że
para elektronowa tworzących wiązanie
oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się
atomów.

Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe)

Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego
oddziaływania elektronów i
jąder w cząsteczkach.

W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku
ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim
fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce
walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne
dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę
zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

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 albo w
tworzywach sztucznych.

Wiązanie wodorowe.

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem
wodoru związanym z atomem o dużej
elektroujemności, a atomem z wolnymi parami
elektronowymi.

Teoria orbitali molekularnych (metoda MO)

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

. Przy kombinacji dwu

orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie
różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko
energetyczny)

wiążący

i jeden (wysoko

energetyczny)

antywiążący

.

Im bardziej dwa orbitale atomowe różnią się początkową
energią, tym słabiej oddziaływują

ze sobą i tym mniejsze

są potencjalne energie wiązań.

W przypadku gdy różnica energii orbitali atomowych

wolnych atomów jest bardzo duża, stopień nakładania sie
orbitali jest niewielki. Wskutek tego powstające orbitale
molekularne tylko nieznacznie różnią się energią i
kształtem od pierwotnych orbitali atomowych