W jaki sposób atomy łącząc się
tworzą cząsteczki i dlaczego
powstają wiązania chemiczne?
Dowód:
utworzona cząsteczka musi być
trwalsza niż
poszczególne
atomy
powstawanie cząsteczki musi być
korzystne
energetycznie
gazy szlachetne
nie mogą osiągnąć mniejszej
energii tworząc związki chemiczne, czyli
posiadające trwałą konfigurację
cząsteczki powstają
jedynie wówczas,
gdy
w wyniku reakcji
każdy atom osiąga
trwała konfigurację
Konfiguracja gazu szlachetnego
może być osiągnięta w wyniku:
Pierwiastki można podzielić
na:
oddawania
elektronów
przyłączania
elektronów
uwspólniania
elektronów
elektrododatnie
- atomy łatwo oddają
elektrony
elektroujemne
- atomy przyłączają
elektrony
nie wykazujące tendencji ani do
oddawania ani do przyłączania
elektronów
Podstawowe-graniczne typy
wiązań chemicznych:
pierwiastek
elektrododatni
pierwiastek
elektroujemny
+
pierwiastek
elektroujemny
pierwiastek
elektroujemny
+
pierwiastek
elektrododatni
pierwiastek
elektrododatni
+
wiązanie
jonowe
Na Na
+
+
e
-
Cl + e
-
Cl
-
Na
+
+ Cl
-
NaCl
Cl
-
+ Cl
-
Cl
2
wiązanie
kowalencyjne
wiązanie
metaliczne
Me Me
Me Me
Typy wiązań
chemicznych:
powstaje wskutek elektrostatycznego
przyciągania się różnoimiennych jonów
Wiązanie jonowe -
elektrowalencyjne
powstaje przy udziale wspólnej pary
elektronowej
Wiązanie atomowe - kowalencyjne
jest wiązaniem z przesunięciem wiążącej
pary elektronowej w kierunku bardziej
elektroujemnego atomu
Wiązanie pośrednie – atomowe
spolaryzowane
występuje przeważnie w nienasyconych
związkach organicznych o sprzężonych
wiązaniach podwójnych
Wiązanie
zdelokalizowane
dodatnie jony są otoczone morzem
elektronowym
Wiązanie
metaliczne
tworzy się dzięki wiążącemu
działaniu protonu, który łączy ze
sobą dwie cząsteczki
Wiązanie
wodorowe
polega na oddziaływaniu na siebie
dipoli trwałych, dipoli indukowanych
lub elektronów w ruchu
Wiązanie van der Waalsa -
międzycząsteczkowe
Elektronowa teoria wiązania
chemicznego
pierwsza teoria
wyjaśniająca w
sposób uproszczony zjawisko
łączenia się atomów
opiera się na dużej
trwałości
konfiguracji
oktetowej
elektronów
walencyjnych
,
charakterystycznej dla gazów
szlachetnych
Kossel i Lewis -1916r
Langmuir - 1919r
Wiązanie jonowe
Atomy
znacznie
różniące
się
elektroujemnością
osiągają
konfigurację
oktetową
przez
przesunięcie elektronów
przesunięcie elektronów
od mniej do
bardziej elektroujemnego atomu
bardziej elektroujemnego atomu
Tworzenie się wiązania jonowego przez
przeskok elektronu z zewnętrznej warstwy
elektronowej jednego atomu na warstwę
zewnętrzną drugiego atomu
Wiązanie
jonowe
polega
na
elektrostatycznym
przyciąganiu
się, zgodnie z prawem Coulomba,
jonów odmiennego znaku
Energię wzajemnego przyciąganie się jonów
opisuje wzór:
Gdzie:
Q
1
– ładunek jonu 1
Q
2
– ładunek jonu 2
d – odległość
między środkami
obu jonów
Wiązanie kowalencyjne
(atomowe)
Atomy tego samego pierwiastka mogą
osiągać
konfigurację
gazu
szlachetnego
przez
uwspólnienie
elektronów wiążących.
Schemat wiązań atomowych w dwuatomowych
cząsteczkach:
a) wodoru H
2
b) chloru Cl
2
c) tlenu O
2
Schemat wiązań atomowych w
cząsteczce:
a) metanu CH
4
W zależności od liczby uwspólnionych
elektronów
wiązania
kowalencyjne
możemy podzielić na:
pojedyn
cze
uwspólniona
1
para
elektronów
zapisujemy w postaci H-H
lub H:H
w
połowie
zapełniony
orbitale
walencyjne
obu
atomów zachodzą na siebie
wzajemnie (H
.
+
.
H H:H
)
podwójn
e
uwspólnione
2
pary
elektronów
zapisujemy w postaci C=C
lub C::C
O
:
+
:
O O
::
O
potrójne
uwspólnione 3 pary elektronów
zapisujemy w postaci N N lub
N:::N
N
:.
+
.:
N N
:::
N
Wiązania
kowalencyjne
wielokrotne
występują
w
większości
związków
organicznych:
pojedyn
cze (np.
C
2
H
6
)
Podwójn
e (np.
C
2
H
4
)
Potrójne
(np.
C
2
H
2)
W cząsteczkach związków o izolowanych wiązaniach
wielokrotnych
elektrony
są
zlokalizowane
w
określonej przestrzeni
pomiędzy dwoma atomami
węgla.
Wiązanie zdelokalizowane
Układy zdelokalizowane charakterystyczne są dla
arenów
(związków aromatycznych). Przykładem jest
cząsteczka benzenu. Dla zaznaczenia delokalizacji,
sekstet elektronów zaznacza sie w pierścieniu
benzenowym za pomocą kółka.
Właściwości związków o
wiązaniach jonowych i
kowalencyjnych
Związki o wiązaniach jonowych:
Są bardzo
twarde
Mają na ogół
wysokie temperatury topnienia i
wrzenia
Są
zbudowane z jonów dodatnich i ujemnych
rozmieszczonych w sposób uporządkowany w
sieci przestrzennej
Związki o wiązaniach kowalencyjnych:
dlatego związki o wiązaniach kowalencyjnych są
często:
są zwykle zbudowane z
oddzielnych cząsteczek
w fazie stałej między cząsteczkami działają
jedynie
słabe siły van der Waalsa
wiązania między atomami są kierunkowe i
bardzo mocne
gazami
cieczami
substancjami stałymi o małej twardości i
niskiej temperaturze topnienia
Przewodnictwo
W krysztale jonowym jony są uwięzione w
określonych miejscach sieci krystalicznej, nie
mogą więc przemieszczać się i przewodzić
elektryczności
Zarówno w stanie stałym, jak ciekłym i gazowym
nie zawierają one ładunków elektrycznych i nie
przewodzą prądu
Związki jonowe w stanie stopionym lub w
roztworze
przewodzą elektryczność
Związki kowalencyjne są
izolatorami
Rozpuszczalnoś
ć
ZWIĄZKI JONOWE są zwykle rozpuszczalne w
rozpuszczalnikach polarnych
np. woda metanol
ZWIĄZKI KOWALENCYJNE nie rozpuszczają się na ogół
w
rozpuszczalnikach
polarnych,
są
natomiast
rozpuszczalne w
cieczach niepolarnych
np. benzen heksan
Zderzenia
między
reagującymi
cząsteczkami prowadzą do reakcji
jedynie w przypadku, gdy cząstki te
posiadają dostateczną energię.
Zdolność do
reakcji:
Związki kowalencyjne
reagują na
ogół
wolno,
gdyż konieczne jest tu
zwykle
rozerwanie
wiązania
i
podstawienie
lub
przyłączenie
innej grupy.
Reakcje
jonowe
przebiegają
z
reguły
szybko,
wymagają bowiem
tylko zderzenia się reagujących
cząsteczek.
Wiązanie pośrednie –
atomowe spolaryzowane
Wiązanie przez parę elektronową ale para
elektronowa tworząca wiązanie jest
przesunięta w
kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego
Wiązanie
pośrednie 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.
Cząsteczki
z
wiązaniami
kowalencyjnymi
spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego,
niesymetrycznego
w
stosunku
do
środka
cząsteczki, rozmieszczenie ładunków
wykazują
biegunowość.
W cząsteczkach tych wyróżnić
można biegun dodatni i ujemny.
H :Cl
Cząsteczki
o
budowie
polarnej
nazywamy
DIPOLAMI,
tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.
(Inaczej =>
DIPOL
jest to układ dwóch, równej
wielkości lecz o przeciwnym znaku ładunków
elektrycznych, znajdujących się w pewnej od siebie
odległości).
Moment dipolowy wyrażany jest w jednostkach
zwanych
debajami (D)
1D = 0,33333
.
10
-27
C
.
cm
= el
moment
dipolowy -
iloczyn
bezwzględnej
wartości ładunku jednego z
biegunów
dipola
q
i
odległości
między
biegunami
l
Moment dipolowy jest wielkością
kierunkową,
ma
zwrot od bieguna ujemnego do bieguna
dodatniego
w kierunku osi dipola łączącej
przeciwne ładunki.
cząsteczka
Cl
2
O
2
CO Na
J
KC
l
KJ HF HC
l
HB
r
HJ
moment
dipolowy
[D]
0
0
0,1
1
4,9 6,8 6,8 1,9
1
1,0
4
0,7
9
0,3
8
Wartość momentów dipolowych niektórych
cząsteczek dwuatomowych:
Symetryczne cząsteczki nie mające momentu
dipolowego:
C
Cl
C
Cl
H
H
C
2
H
2
Cl
2
trans
dichloroetylen
H
2
CO
2
Symetryczne cząsteczki nie mające momentu
dipolowego:
C
6
H
6
benze
n
C
6
H
4
Cl
2
p-
dichlorobenze
n
Cząsteczki posiadające moment dipolowy:
Cl
Cl
C
C
H
H
C
2
H
2
Cl
2
cis
dichloroetyle
n
HCl
H
2
O
NH
3
CH
3
OH
alkohol
metylowy
Cząsteczki posiadające moment dipolowy:
C
6
H
4
Cl
2
m-
chlorobenze
n
C
6
H
4
Cl
2
o-
chlorobenze
n
C
6
H
5
Cl
chlorobenz
en
Wiązanie metaliczne
Istnieje ono pomiędzy atomami metalu w
stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw.
siecią metaliczną.
Tworzy się ono pod wpływem
elektrycznego
przyciągania między jądrami
atomowymi
i
swobodnie poruszającymi się
elektronami
pochodzącymi
z
zewnętrznych
powłok
elektronowych atomów.
Wytwarza się układ, w którym
dodatnio
naładowane jony metali zwane zrębami
atomowymi
otoczone
są
swobodnie
przesuwającymi
się
elektronami,
nazywanych
gazem elektronowym.
Wiązanie koordynacyjne
(semipolarne, donorowo-
akceptorowe)
Wiązanie
atomowe
przez
parę
elektronów pochodzących tylko
od
jednego
z
atomów
tworzących
wiązanie
Donor uzyskuje
ładunek dodatni
Akceptor uzyskuje
ładunek ujemny
donor
donor
akceptor
akceptor
A:
A:
+
+
B
B
A : B
[A
B]
A : B
[A
B]
wiązanie
koordynacyjne
Cząstecz
ka
amoniak
u NH
3
z
wolną
parą
elektron
ów
Wiązanie
koordyna
cyjne
Tworzenie się jonu amonowego
Wszystkie cztery wiązania w NH
4
+
są równocenne i
nierozróżnialne.
akceptor
don
or
anion kwasu
chlorowego (VII)
O
Cl
O
O
O
-
anion kwasu
chlorowego (V)
O
Cl
O
O
-
anion kwasu chlorowego
(III)
O
Cl
O
-
anion kwasu chlorowego
(I)
O
Cl
-
Proste jednoatomowe kationy i aniony mogą łączyć się
poprzez wiązanie koordynacyjne z atomami lub
grupami atomów, tworząc z nimi jony o bardziej
złożonej budowie.
Jon chlorkowy Cl
-
ma 4 wolne pary
elektronów. Przyłączając kolejno
poprzez wiązanie
koordynacyjne
atomy tlenu
przechodzi w jon kwasu
tlenowego.
S
2-
S
O
O
O
2-
O
S
O
O
O
2-
3-
P
P
O
O
O
3-
O
P
O
O
O
3-
W podobny sposób można wytłumaczyć związek pomiędzy
jonami prostymi S
2-
i P
3-
, a jonami kwasów tlenowych.
Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe tworzy się
pomiędzy atomem
wodoru
związanym
z
atomem
o
dużej
elektroujemności, a atomem z wolnymi parami
elektronowymi.
Układy, w których mogą tworzyć się wiązania
wodorowe można przedstawiać następująco
A — H
......
B lub X — H
......
Y
donor akceptor
Donory : -O-H, =N-H, Cl-H, Br-H, I-
H, F-H
Akceptory : N, O, F, Cl, Br, I, S i
elektrony
Wiązanie wodorowe jest
dużo słabsze od wiązań
kowalencyjnych i jonowych
, lecz są
silniejsze od
wiązań Van der Waalsa
wewnątrzcząsteczkow
e
międzycząsteczkowe
Wiązanie wodorowe wpływa na:
wartość
temperatury wrzenia
i temperatury
topnienia
wydłużenie wiązania A-H
i
skrócenie
wiązania A
...
B
zmianę
przewodnictwa, przenikalności elektrycznej
i
momentu dipolowego
zmiany
efektów cieplnych parowania, gęstości, lepkości
i rozpuszczalności
woda
lód
Związki
organiczn
e m.in.
białka
DNA
Wiązanie
wodorowe
Lodowce
Schemat połączenia dwóch łańcuchów DNA poprzez mostki
wodorowe
Wiązanie Van der Waalsa
(miedzycząsteczkowe)
Siły Van der Waalsa są wynikiem działania trzech
różnych czynników
sił orientacyjnych
sił indukcyjnych
S ił dyspersyjnych
Siły orientacyjne
polegają na
wzajemnym oddziaływaniu
na siebie stałych dipoli
oddziaływanie
dipol-dipol
Siły indukcyjne
polegają na wzajemnym
oddziaływaniu między trwałym dipolem a
dipolem przez niego indukowanym w
sąsiednich cząsteczkach, czyli dipolem
powstałym pod wpływem działania pola
elektrycznego dipola stałego
oddziaływanie dipol-dipol
indukowany
Siły dyspersyjne
są to siły
przyciągające, polegające
na wzajemnym wpływie
poruszających się
elektronów
Siły Van der Waalsa są wynikiem
wzajemnego
oddziaływania
elektronów
i
jąder
w
cząsteczkach.
łączenie
się
między
sobą
obojętnych
cząsteczek
i
helowców
tłumaczy
się
występowaniem sił Van der Waalsa
Siły Van der Waalsa są stosunkowo
słabe w
przypadku małych cząsteczek
(kilkanaście
razy słabsze od sił wiazania atomów w
cząsteczce), ale w przypadku
dużych
cząsteczek mogą nawet przewyższać siły
wiązania chemicznego
np. w smarach albo
w tworzywach sztucznych.
Siły Van der Waalsa są
siłami typu
uniwersalnego.
Odnoszą się do wszystkich
cząsteczek niezależnie od ich kształtu i
wielkości.
Oddziaływania hydrofobowe
Cząsteczki niepolarne nie zawierają spolaryzowanych
wiązań ani atomów - powoduje to, że są one
nierozpuszczalne w wodzie. Właściwość tą nazywa się
hydrofobowością. Hydrofobowe mogą być również
fragmenty cząsteczek: przykładem może być cząsteczka
tristearynianu:
Składa się ona z trzech reszt kwasu stearynowego
połączonych z glicerolem. Trzy łańcuchy stanowią silnie
hydrofobową część cząsteczki (dużo niespolaryzowanych
wiązań węgiel--węgiel), natomiast fragment glicerolowy
wykazuje własności hydrofilowe (polarne wiązania
węgiel--tlen).
W środowisku wodnym oddziaływanie z polarnymi
cząsteczkami H
2
O doprowadzi do takiego układu, w
którym fragmenty hydrofobowe będą "unikały" kontaktu
z wodą grupując się razem, natomiast części hydrofilowe
"chętnie" będą z nią oddziaływać. Siły wywołujące to
zjawisko nazywane są oddziaływaniami hydrofobowymi.
Nie są to wiązania w ścisłym tego słowa znaczeniu, gdyż
łączenie się fragmentów hydrofobowych jest zjawiskiem
wtórnym, wywołanym "niechęcią" do cząsteczek wody.
Źródłem energii oddziaływań hydrofobowych jest
niechęć cząsteczek wody zwiększenia stopnia
organizacji. Rozpuszczenie w H
2
O niepolarnych
cząsteczek wymaga ułożenia molekuł wody w warstwę
otaczającą cząsteczkę. Ogranicza to ich możliwość
ruchu i jest niekorzystne energetycznie. Szczególnie
wyraźne jest to w przypadku dużych struktur
niepolarnych (jak na przykład łańcuchy reszt kwasu
stearynowego), których rozpuszczenie wymagałoby
zaangażowania dużej ilości cząsteczek wody. Krótkie
struktury (np. butan: CH
3
--CH
2
--CH
2
--CH
3
), pomimo
charakteru niepolarnego, są częściowo rozpuszczalne w
wodzie: nie powoduje to dużego ograniczenia swobody
ruchu cząsteczek wody.