1

Problemy do rozważenia...

• Jak tworzą się wiązania?

• Jakiego rodzaju wiązania?

• Jakie własności wynikają z rodzaju wiązań?

WIĄZANIA MIĘDZYATOMOWE

I WŁASNOŚCI MATERIAŁÓW

Ciekawy przykład - węgiel:

Dwie odmiany:

grafit

i

diament

grafit – miękki, "smarujący"

diament – najtwardszy znany materiał

2

Struktura Atomowa (Chemia)

• atom –

elektrony

– 9.11 x 10

-31

kg 

protony

neutrony

• Liczba atomowa Z

= liczba protonów w jądrze atomu

= liczba elektronów (atom obojętny)

 

N

= liczba neutronów może być różna (

izotopy

)

• Masa atomowa

A

= masa 6.023 x 10

23

atomów

 

• Jednostka masy atomowej

= jma = u = 1/12 masy

12

C

(A = 12.0000)

 

A = Z + N

1 jma/atom = 1g/mol

C 12.011

H 1.008 etc.

}

1.67 x 10

-27

kg

Liczba Avogadra

3

Model atomu wg Bohra

jądro – protony +
neutrony

Energie elektronów są skwantowane

Wartości energii (stany) – ściśle określone
wartości

Dozwolone stany
energetyczne dla
wodoru

Bardziej dokładny jest
model falowy – mechanika
kwantowa

Elektrony
walencyj
ne

4

Model falowy

Elektrony wykazują
zarówno właściwości
falowe jak i
czasteczkowe

Położenie pojedynczego
elektronu jest
traktowane jako rozkład
prawdopodobieństwa
wokół jądra

Zasada Pauliego - w
atomie nie może być
więcej niż 2 elektronów
znajdujących się w tym
samym stanie

5

Struktura Elektronowa

• Elektrony mają właściwości falowe i korpuskularne +

zasada Pauli'ego:

– Elektrony zajmują ścisle określone stany energetyczne

zdefiniowane przez prawdopodobieństwo

(orbitale)

.

– Każdy orbital ma dyskretny poziom energii określony przez

liczby kwantowe

.

 
Liczby kwantowe Oznaczenie

n = główna (określa powłokę)

K, L, M, N, O (1, 2, 3, etc.)

l = poboczna (podpowłoka)

s, p, d, f (0, 1, 2, 3,…, n

-1)

m

l

= magnetyczna

1, 3, 5, 7 (-l ÷ +l)

m

s

= spin ½, -½

6

Stany Energetyczne Elektronów

Elektrony zajmują kolejne orbitale na

kolejnych powłokach tak aby atom jako
całość posiadał jak najniższą energię.

Znając

liczbę atomową

danego pierwiastka

można łatwo samemu ustalić jego
konfigurację elektronową

Reguły:
1.

Najpierw zapełnieniu ulegają orbitale "s",
potem "p", potem "d" i na końcu "f".

2.

Orbitale z wyższych warstw są zapełniane
dopiero po całkowitym zapełnieniu warstw
niższych.

3.

Na orbitalach s mogą być tylko 2
elektrony, na p 6, na d 10 i na f 14

4.

W pierwszej powłoce jest tylko orbital s, w
drugiej są orbitale s i p, w trzeciej s, p i d i
w końcu w czwartej i piątej pojawiają się
jeszcze orbitale f.

7

Liczba możliwych stanów energetycznych

elektronów w powłokach i podpowłokach

8

Większość pierwiastków ma konfigurację elektronową niestabilną

PRZEGLĄD PIERWIASTKÓW

Konfiguracja electronowa

(stabilna)

...

...

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

(stabilna)

...

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

2

4p

6

(stabilna)

Z

18

...

36

Pierwiastek

1s

1

1

Wodór

1s

2

2

Hel

1s

2

2s

1

3

Lit

1s

2

2s

2

4

Beryl

1s

2

2s

2

2p

1

5

Bor

1s

2

2s

2

2p

2

6

Węgiel

...

1s

2

2s

2

2p

6

(stabilna)

10

Neon

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

11

Sód

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

12

Magnez

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

1

13

Aluminium

...

Argon

...

Krypton

9

Elektrony

• Elektrony walencyjne

–

elektrony w

najdalszej (zewnętrznej) powłoce, biorą udział
w tworzeniu wiązań międzyatomowych

• Elektrony walencyjne

wpływają

(poprzez wiązania) na nastepujące własności:

1)Chemiczne
2)Electryczne
3)Cieplne
4)Optyczne

Powłoka walencyjna

nie jest zwykle w

pełni obsadzona elektronami

10

Konfiguracje Elektronowe

np: Fe, Z

=

26

Elektrony

walencyjne

1s

2s

2p

K n = 1

L n = 2

3s

3p

M n = 3

3d

4s

4p

4d

Energia

N n = 4

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

11

Układ okresowy pierwiastków

Kolumny:

Podobna struktura

walencyjna

Pierwiastki elektrododatnie:
chętnie oddają elektrony
i stają się jonami dodatnimi

Pierwiastki elektroujemne:
chętnie pobierają elektrony i stają się
jonami ujemnymi

o

d

d

a

je

1

e

o

d

d

a

je

2

e

o

d

d

a

je

3

e

g

a

z

d

o

s

k

.

p

rz

y

jm

u

je

1

e

p

rz

y

jm

u

je

2

e

O

Se

Te

Po At

I

Br

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

F

Cl

S

Li

Be

H

Na

Mg

Ba

Cs

Ra

Fr

Ca

K

Sc

Sr

Rb

Y

12

• Zakres od

0.7

do

4.0

,

Mniejsza elektroujemność

Większa elektroujemność

• Duże wartości: tendencja do przyjmowania elektronów

Elektroujemność

13

•

Występuje pomiędzy

+

i

-

jonami

•

Wymaga

transferu electronów

•

Wymagana duża różnica w elektroujemności

Przykład:

NaCl

Wiązanie jonowe

Na (metal)

niestabilny

Cl (niemetal)

niestabilny

elektron

+

-

Przyciąganie

kolumbowskie

Na (kation)

stabilny

Cl (anion)

stabilny

Siły
Coulomba

Przejście elektronu z zewnętrznej powłoki Na do Cl prowadzi do
utworzenia trwalszej struktury elektronowej, gdyż powstały jon Na

+

ma

całkowicie zapełnioną zewnętrzną powłokę. Atom Cl przyłącza natomiast
chętnie elektron, gdyż jon Cl

–

ma wtedy również w pełni wypełnione

zewnętrzne podpowłoki (s,p)

14

Wiązanie jonowe –

metal

+

niemetal

dostarcza

przyjmuje

elektrony

elektrony

 

Różne elektroujemności  

Np.:

Mg

O

Mg

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

O

1s

2

2s

2

2p

4

[Ne] 3s

2

 

Mg

2+

1s

2

2s

2

2p

6

O

2-

1s

2

2s

2

2p

6

[Ne]

[Ne]

15

Wiązanie jonowe

Energia – minimum energii, najbardziaj stabilny układ

–

Równowaga pomiędzy

przyciąganiem

a

odpychaniem

r

A

n

r

B

E

N

=

E

A

+

E

R

=





Energia odpychania

E

R

Energia wypadkowa, E

N

Energia przyciągania, EA

Odległość międzyatomowa, r

16

Dominujące wiązanie w

Ceramikach

Przykłady wiązań jonowych

Oddają elektrony

Przyjmują elektrony

NaCl

MgO

CaF

2

CsCl

17

C: ma 4 el. walencyjne e

-

,

potrzebuje jeszcze 4

H: ma 1 el. walencyjny e

-

,

potrzebuje jeszcze 1

Elektroujemności są
porównywalne

Wiązanie kowalencyjne

• podobna

elektroujemność

 wspólne elektrony

• Wiązania tworzą elektrony z orbitali

s

&

p

• Przykład:

CH

4

Elektrony od atomu

węgla

Elektrony od

atomów wodoru

H

H

H

H

C

CH4

Wiązanie kowalencyjne jest

kierunkowe

Wiązanie kowalencyjne polega na tworzeniu się wiążących par
elektronów należących jednocześnie do dwóch sąsiadujących ze sobą
atomów

W czystej postaci wiązania kowalencyjne występują w

diamencie, krzemie i

germanie

. Mają one również swój udział w metalach wysokotopliwych (np.

wolfram, molibden, tantal

). Wiązania kowalencyjne są bardzo mocne, gdyż do

ich zerwania (stopienia materiału) konieczne są bardzo wysokie temperatury.

18

Wiązanie metaliczne

Wiązanie metaliczne

– chmura elektronów

nie związana z żadnym konkretnym jonem

Wiązanie metaliczne

nie ma charakteru

kierunkowego

Jeżeli metal przechodzi ze stanu pary w stan ciekły lub stały to
słabo związane z jądrem atomu elektrony walencyjne przestają
należeć do poszczególnych atomów i stają się elektronami
swobodnymi, stanowiącymi wspólną własność wszystkich
atomów.

Siła

wiązania metalicznego

zależy od energii

przyciągania między kationami i elektronami
swobodnymi oraz od energii odpychania
między samymi kationami i samymi
elektronami

19

Wynika z oddziaływania pomiędzy

dipolami

•

Dipole trwałe

- cząsteczki

•

Dipole fluktuacyjne

przypadek ogólny:

ciekły HCl

polimer

WIĄZANIA WTÓRNE – Van der

Waalsa

asymetryczna chmura

elektronów

+

-

+

-

wiązanie

wtórne

H

H

H

H

H2

H2

wiązanie

wtórne

np: ciekły
H

2

H Cl

H Cl

wiązanie

wtórne

wiązanie

wtórne

+ -

+

-

Wiązanie w

tórne

20

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe w
HF

lód

woda

Szczególny przypadek wiązania
wtórnego, występuje pomiędzy
cząsteczkami zawierającymi
wodór

21

•

Długość wiązania

, r

•

Energia wiązania,

E

o

•

Temperatura topnienia

, T

m

T

m

jest większa, gdy E

o

jest większa

Własności zależne od typu

wiązania: T

m

r

o

r

Energia

r

większa T

m

mniejsza T

m

E

o

=

“energia wiązania”

Energia

r

o

r

Odległość

Energia różnych typów wiązań

22

W wiązaniach jonowych siła wzajemnego przyciągania się jonów
przeciwnych jest po prostu rezultatem elektrostatycznego
przyciągania się ładunków przeciwnych znaków, wobec czego może
zostać wyrażona zależnością:

Między energią oddziaływania pomiędzy jonami (E) i siłą
oddziaływania (F) zachodzi związek:

Zależność energii oddziaływań
między atomami od odległości
a dla pozostałych typów
wiązań jest jakościowo
podobna. Duże różnice
występują natomiast w energii
wiązań

23

Energie wiązań i temperatury topnienia

dla różnych substancji

24

•

współczynnik rozszerzalności cieplnej

,



 mniejsze, gdy E

o

jest

mniejsze

Własności zależne od typu

wiązania:



= (

2

T

)

L



T

-

1

L

o

L

długość,

Lo

Temp. T1

Temp. T2

r

o

r

większe 

mniejsze 

Energia

odległość

E

o

E

o

Materiały, dla których

energia

wiązania

między atomami jest duża,

charakteryzują się dużą
wytrzymałością i wysoką temperaturą
topnienia. Wiele innych własności
zależy również od kształtu krzywej
siła wiązania - odległość między
atomami lub energia wiązania -
odległość

25

Podsumowanie

Przechodzenie elektronów wartościowości od jednego atomu do
drugiego lub uwspólnianie elektronów przez atomy prowadzi do
utworzenia między atomami mocnych wiązań nazywanych
wiązaniami pierwotnymi (wiązania jonowe, kowalencyjne,
metaliczne).

Znacznie słabsze
wiązania wtórne są
natomiast
rezultatem
przyciągania się
ładunków
dodatnich i
ujemnych
powstałych bez
przechodzenia
elektronów.

26

Ceramiki

(jonowe & kowalencyjneg):

Metale

(metaliczne):

Polimery

(kowalencyjne i wtórne):

Duża energia wiązania

wysoka T

m

duża E
mały wsp. 

Zmienna energia wiązania

średnia T

m

średnia E
średni 

Własności kierunkowe

Wiązania wtórne dominują

niskal T

m

mała E
duży wsp. 

Podsumowanie: Wiązania

pierwotne

Wiązanie w

tórne

27

Typ

Jonowe

Kowalencyjne

Metaliczne

Wtórne

Energia

Duża!

Zmienna

Duża - Diament
mała - Bizmut

Zmienna

duża - Wolfram

mała - Rtęć

najmniejsza

Uwagi

Bezkierunkowe (

ceramiki

)

Kierunkowe
(półprzewodniki,

ceramiki

łańcuchy polimerowe

)

Bezkierunkowe (

metale

)

Kierunkowe
Między łańcuchami (

polimer

)

Pomiędzy cząsteczkami

Podsumowanie