CHEMIA

rok akademicki 2010/2011

Rodzaje wiązań

chemicznych

Układ okresowy

Opracowanie przez D.I. Mendelejewa układu okresowego

pierwiastków jest jednym z najważniejszych osiągnięć w

chemii.

Pozwoliło to w znacznej mierze uporządkować obfity materiał

doświadczalny i właściwie sformułować wnioski co do istoty

budowy materii i zachodzących przemian chemicznych.

Używany obecnie układ okresowy jest zrekonstruowaną

wersją tablicy Mendelejewa, uzupełnioną o grupę mało

aktywnych chemicznie gazów szlachetnych oraz zawierającą

nowo odkryte i sztucznie wytworzone pierwiastki.

We współczesnym układzie okresowym, podobnie jak

w tablicy Mendelejewa pierwiastki ułożone są w rzędy
poziome, zwane okresami, i kolumny pionowe, zwane
grupami. Okresów mamy siedem a każdy okres zawiera
ściśle określoną liczbę pierwiastków, a mianowicie:

okres 1 (H, He)
okres 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne)
okres 3 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar)
okres 4 - 18 pierwiastków
okres 5 - 18 pierwiastków
okres 6 - 32 pierwiastki
i ostatni, okres 7, niepełny.

Podstawą współczesnego układu okresowego

pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa

wyznaczająca podział na bloki: s, p, d, f

Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i

powtarzają w okresie następnym. Było to podstawą do podziału
tablicy na osiemnaście grup pionowych. Wszystkie grupy mają swoją
nazwę. I tak:

pierwiastki grupy bloku s
1 - nazywane są litowcami
2 - berylowcami

pierwiastki grupy bloku p;

13 - borowcami
14 - węglowcami
15 - azotowcami
16 - tlenowcami
17 - fluorowcami
18 - helowcami (gazami szlachetnymi)

pierwiastki bloku d: skandowce (3), tytanowce (4), wanadowce (5),
chromowce (6), manganowce (7). W grupach 8, 9 i 10 są
umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce lekkie, platynowce
ciężkie, a w grupie 11 znajdują się miedziowce i w 12 cynkowce.

Należy jeszcze wymienić pierwiastki bloku f liczące po czternaście
pierwiastków, leżące w grupie trzeciej, są to lantanowce (okres
szósty) i aktynowce (okres siódmy).

Prawo okresowości i konfiguracje elektronowe pierwiastków

Podstawą budowy współczesnego układu okresowego pierwiastków jest
konfiguracja elektronowa pierwiastków, wyznaczająca podział na grupy i
okresy.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków

Numer

grupy

Okres

1

2

13

14

15

16

17

18

1

1

H

1s

1

 

 

 

 

 

 

2

He

s

2

2

3

Li

1s

2

2s

1

4

Be

1s

2

2s

2

5

B

1s

2

2s

2

2p

1

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

7

N

1s

2

2s

2

2p

3

8

O

1s

2

2s

2

2p

4

9

F

1s

2

2s

2

2p

5

10

Ne

1s

2

2s

2

2p

6

3

11

Na

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

12

Mg

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

 

 

 

 

 

 

Z przedstawionych konfiguracji elektronowych możemy odczytać, że

istnieje związek między budową układu okresowego a rozkładem

elektronów w atomach, szczególnie zewnętrznych powłok

elektronowych.

I tak pierwiastki zaliczone do grupy 1 na ostatniej powłoce

walencyjnej mają

jeden elektron

, grupy 2 -

dwa elektrony

, grupy 13 -

trzy elektrony

,

grupy 17 -

siedem elektronów

i gazy szlachetne (grupa 18) -

osiem

elektronów

.

Podobnie poziome szeregi układu okresowego - okresy - zawierają

pierwiastki, których atomy mają taką samą liczbę powłok

elektronowych.

Przykłady: pierwiastki pierwszego okresu posiadają tylko jedną

powłokę, pierwiastki drugiego okresu dwie powłoki, pierwiastki

trzeciego okresu trzy powłoki, pierwiastki czwartego okresu cztery

powłoki, itd.

Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu kończy się

ośmioma elektronami ( z wyjątkiem pierwszego). Jest to jedna z

najważniejszych prawidłowości układu okresowego, zwana regułą

oktetu elektronowego.

Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków grup

bloku d układu okresowego

Numer

grupy

Okres

Blok d

Grupa

3

Blok d

Grupa

5

4

21

Sc

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

1

23

V

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

3

5

39

Y

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5

s

2

4d

1

41

Nb

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

2

4d

3

Właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych

według wzrastających liczb atomowych

Z

powtarzają się

okresowo.

Prawo okresowości

Potencjały jonizacyjne i powinowactwo

elektronowe

Potencjał jonizacji

Doprowadzona do atomów energia podwyższa poziom energetyczny
elektronów w tych atomach.
Jeżeli ilość doprowadzonej energii jest dostateczna do
oderwania elektronu od atomu, tzn. ze sfery przyciągania
oddziaływania jądra, to atom przekształca się w jon dodatni.

Energia potrzebna do oderwania najsłabiej związanego z
atomem elektronu nazywa się energią jonizacji danego atomu.

Ponieważ z każdego atomu można oderwać jeden, dwa lub więcej
elektronów, a oderwanie każdego elektronu wymaga innej energii,
możemy mówić o pierwszym, drugim, trzecim itd. potencjale
jonizacyjnym.

Pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię
potrzebną do przemiany M -> M

+

, drugim - do przemiany M

+

->

M

2+

, a trzecim - do przemiany M

2+

-> M

3+

.

Wartość potencjału jonizacyjnego danego atomu zależy od średnicy
atomu, ładunku jądra i budowy ostatniej powłoki elektronowej.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe, E

p.e

, pierwiastka jest to energia wydzielona

podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie

gazowym.

Dla większości pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są

dodatnie, co oznacza, że przyłączenie elektronu do atomów tych

pierwiastków jest energetycznie korzystne.

Atomy większości pierwiastków przyłączają elektrony, czego efektem

jest uwalnianie energii, którą nazwaliśmy powinowactwem

elektronowym.

Dotyczy to atomów pierwiastków prawej górnej części układu

okresowego.

Istnieją atomy, od których jest bardzo łatwo oderwać elektron.

Energię potrzebną do oderwania elektronu nazwaliśmy energią

jonizacji.

Niską energię jonizacji posiadają pierwiastki lewej strony układu

okresowego.

Pierwiastki elektroujemne i
elektrododatnie

Jeżeli blisko siebie znajdą się atomy pierwiastków dla których

energia jonizacji i powinowactwo elektronowe znacznie się różnią to

efektem takiego zbliżenia będzie utworzenie wiązania chemicznego,

w którym elektron od atomu pierwiastka posiadającego niską

wartość energii jonizacji

może być całkowicie przeniesiony do atomu pierwiastka

posiadającego dużą wartość powinowactwa elektronowego.

Może być utworzona wspólna para elektronowa przesunięta w stronę

pierwiastka, posiadającego duże wartości powinowactwa

elektronowego. Tę zdolność przyciągania wspólnych elektronów

nazywa się elektroujemnością.

Według R.S Mullikena można otrzymać wartość tej wielkości, biorąc

średnią wartość potencjału jonizacyjnego i powinowactwa

elektronowego pojedynczych atomów.

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

Zmiana charakteru elektrododatniego pierwiastków w grupach

głównych

i okresach układu okresowego.

W okresach układu okresowego pierwiastków stwierdzić można

regularność polegającą na tym, iż w miarę wzrostu liczb atomowych

wzrasta charakter elektroujemny pierwiastków.

Najbardziej elektrododatni charakter mają pierwiastki rozpoczynające każdy

okres, tzn. pierwiastki grupy, które łatwo oddają jedyny elektron z ostatniej

powłoki elektronowej.

W grupie II, III, itd. poszczególnych okresów oddawanie zewnętrznych

elektronów zachodzi coraz trudniej.

Oznacza to spadek elektrododatności, a wzrost elektroujemności.

Atomy, którym na ostatniej powłoce brakuje do oktetu jednego, dwóch lub

trzech elektronów, przejawiają tendencje do przyłączenia "obcych"

elektronów uzupełniając w ten sposób zewnętrzną powłokę do oktetu, czyli

ośmiu elektronów.

Pierwiastki tego rodzaju znajdują się na końcu poszczególnych

okresów po prawej stronie układu okresowego pierwiastków.

Mają one charakter niemetaliczny i są najbardziej elektroujemne.

Elektroujemność i elektrododatność pierwiastków zmienia się

również znacznie wśród pierwiastków danej grupy układu

okresowego.

Decydującą rolę odgrywa liczba powłok elektronowych, a tym samym

odległość elektronów walencyjnych od jądra.

Powłoki podzewnętrzne nie tylko decydują o odległości elektronów

walencyjnych od jądra, ale ponadto przesłaniają czyli ekranują jądro,

a zatem zmniejszają oddziaływanie jądra na elektrony w atomie i

poza atomem.

Mimo wzrostu liczby dodatnich ładunków jądra w kolejnych

pierwiastkach grupy, na co wskazują wzrastające liczby atomowe,

charakter elektroujemny pierwiastków w tej samej kolejności maleje,

co oznacza wzrost elektrododatności.

Problemem elektroujemności zajmował się po raz pierwszy Linus

Pauling w

1932

r. Dzięki zastosowaniu takich właściwości cząsteczek,

jak momenty dipolowe i energie potrzebne do rozerwania wiązań

uszeregował on większość pierwiastków, tworząc tzw. skalę

elektroujemności.

Energia wiązania równa jest różnicy między energią cząsteczki a

energią tworzących je atomów w tej samej temperaturze.

W przypadku cząsteczek dwuatomowych energia wiązania równa jest

energii potrzebnej do rozerwania cząsteczki AB na dwa wolne atomy

A i B.

Wychodząc z wartości energii wiązań oraz z tzw. energii rezonansu

wiązań Pauling ułożył skalę elektroujemności pierwiastków

zawierającą się w granicach od 0,7 /cez/ do 4,0 /fluor/.

Duża różnica w elektroujemności między dwoma

pierwiastkami wskazuje na duże różnice w

powinowactwie elektronowym między atomami tych

pierwiastków.

Skala elektroujemności pozwala na przybliżone

szacowanie trwałości i mocy wiązania.

Im większa odległość dwóch pierwiastków na skali

elektroujemności, tym trwalsze tworzą wiązania.

Różnica

elektroujemności

% udział wiązania

jonowego

Różnica

elektroujemności

% udział wiązania

jonowego

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

Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy

elektroujemności

Istota i typy wiązań chemicznych

Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie odpowiednich
wiązań chemicznych tłumaczy się charakterystycznym
kwantowo-mechanicznym oddziaływaniem pomiędzy elektronami
i jądrami łączących się atomów.

Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie

niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy.

Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie
korzystny,
a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii.

Te trwałości energetyczne osiągają cząsteczki przez utworzenie
odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w
cząsteczce powstają w wyniku "uwspólnienia" elektronów
walencyjnych reagujących z sobą atomów.
Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi wiązanie, jest:



energia dysocjacji (energia wiązania)



odległość pomiędzy atomami (długość wiązania)



kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).

W tabeli podano energię dysocjacji (E

d

) w kcal/mol i długość wiązań (L)

w angstremach dla cząsteczek dwuatomowych.

Ogólnie z obserwacji wynika, że wraz ze wzrostem długości wiązania

zmniejsza się energia dysocjacji, czyli energia wiązania.

Poza tym ze wzrostem liczby atomowej atomów tworzących cząsteczkę

wzrasta długość wiązania.

Związek chemiczny

E

d

(kcal/mol)

L

(

o

A)

H

2

F

2

Cl

2

Br

2

I

2

104

 

37

 

59

 

46

 

36

0,72

 

1,42

 

1,99

 

2,28

 

2,67

HF

HCl

HBr

HI

NO

135

103

87

71,4

150

0,92

1,27

1,41

1,61

1,151

O

2

CO

N

2

119

256

226

1,207

1,128

1,094

Elektronowa teoria wiązania chemicznego opiera się na

trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na podstawie

reguły oktetu wyjaśnia różne typy i liczby wiązań w związkach

chemicznych.

Wyróżnia się kilka typów wiązań chemicznych, a mianowicie:



wiązania jonowe,



kowalencyjne,



kowalencyjne spolaryzowane,



metaliczne,



koordynacyjne.

Elektronowa teoria wiązania chemicznego

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)

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. Powszechnie znanym przykładem

wiązania jonowego jest

wiązanie między jonem sodu i jonem chloru w chlorku sodu Na

+

Cl

-

lub między jonami magnezu i chloru w chlorku magnezu Cl

-

Mg

2+

Cl

-

Poniżej przykłady przedstawiające mechanizm tworzenia

wiązania jonowego w cząsteczkach NaCl i MgO

W podanych przykładach konfigurację oktetową osiąga się przez

przesunięcie elektronu(ów) od mniej do bardziej elektroujemnego

atomu.

W NaCl jon sodu osiąga konfigurację występującego przed nim w

układzie okresowym neonu, a jon chloru - konfigurację

występującego po nim w układzie okresowym - argonu.

Podobnie w cząsteczce MgO.

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.

Siły działające w układach o wiązaniu jonowym są bardzo duże, toteż

temperatura topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo wysoka.

Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy
jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi; nie można rozróżnić, który z
jonów sodu do którego z jonów chloru należy i na odwrót. Cały kryształ
można tu traktować jako jedną makrocząsteczkę.
Ogólnie biorąc w kryształach związków jonowych heteropolarnych sieć
krystaliczna zbudowana jest z jonów regularnie rozmieszczonych w
przestrzeni chociaż struktura kryształu może być bardziej złożona niż
regularna struktura chlorku sodu.
Związki o wiązaniu jonowym, do których należy większość soli, po
rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu przewodzą prąd elektryczny.

Struktura kryształu NaCl

Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się z

sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych

wartościach elektroujemności.

Podobnie jak w wiązaniu jonowym, atomy dążą do osiągnięcia struktury

oktetowej najbliższego gazu szlachetnego.

Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H

2

, Cl

2

, O

2

, N

2

itp.

Przykładem jest wodór dla którego pojedynczy atom ma jeden elektron.

Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się

symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową.

Każdy atom wodoru "wykorzystuje" wspólnie dwa elektrony i z tego

powodu cząsteczka wodoru jest uboższa energetycznie niż dwa

oddzielne atomy a konfiguracja elektronowa staje podobna do

konfiguracji helu.

Aby rozbić cząsteczkę wodoru na atomy, należy

doprowadzić do niej pewną ilość energii.

W podobny sposób powstają cząsteczki chloru, bromu, jodu i innych.

Wzory cząsteczek wodoru i chloru przedstawiamy symbolami, w

których elektrony walencyjne oznaczone są kropkami.

Pary elektronowe można oznaczać również kreskami.

Otrzymuje się wówczas klasyczne wzory strukturalne

cząsteczek, np.:

H

2

   H--H,        Cl

2

   Cl--Cl

Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu
noszą nazwę wolnych elektronów.
Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do
utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc
wiązania podwójne lub potrójne.

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych

elektronów.

Zgodnie z elektronową teorią wiązań, wiązanie jonowe i atomowe stanowi

dwie skrajne możliwości wytworzenia wiązania za pomocą wiążącej pary

elektronowej.

W wiązaniu jonowym para elektronowa całkowicie jest przesunięta

do atomu bardziej elektroujemnego.

W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej

odległości od jąder atomów tworzących wiązanie.

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między
jonowym a atomowym. Powstaje ono wówczas, gdy łączą się ze sobą
atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak
znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.
Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary
elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej
elektroujemnego.

Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru i wodoru w
cząsteczce chlorowodoru.

Wspólna para elektronowa w cząsteczce H--Cl jest silniej przyciągana przez
atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu
chloru.
Tak spolaryzowane wiązanie atomowe przedstawiamy w następujący sposób:

H  Cl

Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu

nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka

cząsteczki, rozmieszczenia ładunków wykazują biegunowość.

W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny.

Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami,

tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.

Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy u

u = q * l

gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami ciężkości " odmiennych
ładunków.
Wielkości momentów dipolowych cząsteczek bada się za pomocą pomiaru
przenikalności dielektrycznej związku.
Wartości stałych dielektrycznych i momentów dipolowych przedstawiono w
tabeli

Substancja

Moment

dipolowy

u

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 koordynacyjne

Tworzenie wiązania koordynacyjnego

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

.

Najprostszym przykładem powstawania wiązania koordynacyjnego jest
tworzenie się jonu amonowego

Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza
(dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powstawania tego wiązania
jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru
z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny
elektron. Po utworzeniu jednak wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery
atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.

Połączenia, w których występują wiązania koordynacyjne noszą nazwę

związków koordynacyjnych, związków kompleksowych, albo po
prostu kompleksów

.

W związku kompleksowym wyróżnia się

atom centralny i cząsteczki

koordynowane zwane ligandami.

Przykładem ligandów są cząsteczki: NH

3

, H

2

O, CO, jony Cl

-

, OH

-

.

Akceptorami mogą być cząsteczki obojętne np. BF

3

lub jony metali np. Ag

+

,

Cu

2+

, Al

3+

, Zn

2+

itp. W związkach kompleksowych metali jon metalu będący

akceptorem przyjmuje zwykle kilka par elektronowych.

Liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor podczas tworzenia
kompleksu nazywa się liczbą koordynacyjną akceptora i zwykle wynosi 2, 4,
6, 8.

Na przykład kation cynkowy Zn

2+

ma 28 elektronów. Po przyłączeniu

czterech par elektronowych z czterech cząsteczek amoniaku
uzyskuje on konfigurację elektronową kryptonu

36

Kr.

Zn

2+

+ 4NH

3

--> [Zn(NH

3

)

4

]

2+

Zatem liczba koordynacyjna dwudodatniego jonu cynkowego wynosi
cztery.
Wiązanie atomowe koordynacyjne dla odróżnienia od normalnego
wiązania atomowego zaznacza się za pomocą strzałki, której ostrze
skierowane jest w kierunku akceptora.

do jonów jednododatnich przyłączają się dwa ligandy

do jonów dwudodatnich - cztery

do jonów trójdodatnich - sześć.

Związki koordynacyjne.

W związkach tego typu wiązania koordynacyjne występują pomiędzy
metalem a koordynowaną cząsteczką lub jonem ujemnym. Wiadomo jest
również, ze liczba elektronów dookoła centrum koordynacji jest równa
liczbie elektronów w atomie najbliższego, cięższego gazu szlachetnego.
Ale są związki, w których podana reguła nie obowiązuje. Przykładem jest
[Ag(NH

3

)

2

]

+

W związkach tego typu zaobserwowano także inną prawidłowość
wykazującą jednak również odstępstwa a mianowicie.

Poniżej podano zgodnie z tą reguła, przykłady niektórych kationów

zespolonych.

[Cu(NH

3

)

2

]

+

, [Cu(NH

3

)

4

]

2+

, [Co(NH

3

)

6

]

3+

[Ag(NH

3

)

2

]

+

, [Zn(NH

3

)

4

]

2+

, [Cr(NH

3

)

6

]

3+

[Au(NH

3

)

2

]

+

, [Cd(NH

3

)

4

]

2+

oraz anionów zespolonych

[AgCl

2

]

-

, [Zn(CN)

4

]

2-

, [Al(OH)

6

]

3-

[Ag(CN)

2

]

-

, [Zn(OH)

4

]

2-

, [Fe(CN)

6

]

3-

W roztworach wodnych wewnętrzna strefa koordynacyjna utworzona jest z
cząsteczek wody, które mogą być zastąpione silniej wiążącym ligandem.
Dla roztworów wodnych liczbą koordynacyjną określa się liczbę przyłączonych
ligandów z pominięciem cząsteczek wody.
W jonach kompleksowych, np. [Fe(H

2

O)

5

NCS]

2+

i [Fe(H

2

O)(NCS)

5

]

2-

liczba

koordynacyjna wynosi odpowiednio 1 i 5 a ogólna liczba koordynacyjna ma
wartość 6.
Ligandy mogą być dwukoordynacyjne, np.

Trój, cztero, a nawet
sześciokoordynacyjne

np. kwas
etylenodwuaminoczterooctowy

Związki kompleksowe zawierające pierścienie utworzone przez atomy

wielopodstawionych ligandów i atom centralny nazywa się

kompleksami

chelatowymi albo chelatami

np.

Nazewnictwo związków kompleksowych

Nazwy jonów kompleksowych lub związków kompleksowych tworzy się
przez:

 podanie liczby ligandów

 podanie nazw ligandów w kolejności alfabetycznej

 podanie nazwy jonu centralnego (w przypadku katoinu) lub atomu
centralnego
(w przypadku kompleksu obojętnego)

 podanie stopnia utlenienia jonu centralnego (za pomocą cyfr
rzymskich) lub
atomu centralnego (przez 0)

Przykłady

Kompleks obojętny:

[PtCl

2

(NH

3

)

2

] - diaminadichloroplatyna(II)

Związek kompleksowy z anionem kompleksowym:

Na

3

[Ag(S

2

O

3

)

2

] - bis(tiosiarczano)srebrzan(I)sodu

Nazwy niektórych ważniejszych ligandów:

H

2

O (akwa),

NH

3

(amina),

CO (karbonyl),

S

2

O

3

2-

(tiosiarczano),

CN

-

(cyjano),

F

-

(fluoro),

Cl

-

(chloro),

SO

4

2-

(siarczano).

Wiązanie metaliczne

Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla
scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego 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.
Przykładem jest sieć krystaliczna metalicznego litu w której każdy atom litu
otoczony jest przez osiem innych atomów tego samego pierwiastka co
oznacza, ze na jeden elektron walencyjny atomu litu przypada osiem atomów
sąsiednich.

Schemat powstawania
wiązania metalicznego

W wiązaniach metalicznych wyróżnia się

pasma energetyczne

, które

powstają z równoważnych sobie orbitali atomowych

(np. x równoważnych orbitali atomowych 2s, 3x równoważnych orbitali 2p

itp.).

Pasma są zapełniane elektronami według zasad kolejności zajmowanych

stanów kwantowych i zgodnie z zakazem Pauliego.

Najwyższe zapełnione pasmo energetyczne określa się jako

pasmo

walencyjne V

, następne, położone wyżej (nie zapełnione), jako

pasmo

przewodnictwa L

.

Utworzony typ wiązania rzutuje na własności metali.

Za pomocą modelu pasm energetycznych można wyjaśnić właściwości

elektryczne

metali, półprzewodników i izolatorów

.

Wiązania Van der Waalsa (międzycząsteczkowe)

Opisane wcześniej typy wiązań chemicznych tłumaczą łączenie się atomów i

jonów w cząsteczki w stanie stałym, ciekłym i gazowym, natomiast nie

tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo

atomy helowców.

To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się

występowaniem

sił Van der Waalsa

.

Siły Van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania

elektronów i jąder w cząsteczkach

. Polegają one na przyciąganiu się

szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli.

W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na

zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim zmianom wywołując podobną

zmienność (fluktuację) w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają

szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę

zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

Siły dyspersyjne działają jedynie wtedy, gdy cząsteczki znajdują się bardzo
blisko siebie, tak że prawie się stykają.

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

.

Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie
zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury
wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury
wrzenia
Siły Van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich
cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

Wiązanie wodorowe

W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu

uniwersalnego występują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich

wiązanie wodorowe.

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym

z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami

elektronowymi

.

Wiązanie to jest bardzo słabe, lecz niezmiernie ważne wiązanie. Wiązania

tego typu stabilizują strukturę kwasów nukleinowych i białek. Polega na

przyciąganiu jednego protonu przez kilka elektronów. Praktycznie chodzi o to,

że jądro atomu wodoru (proton) jest przyciągane przez cząsteczkę, do której

należy. Przyciąga je także inna cząsteczka, która zawiera silnie elektroujemny

atom z wolną parą elektronową (bardzo często jest to tlen).

Wiązanie wodorowe można rozpatrywać jako specyficzny typ wiązania

koordynacyjnego w ten sposób, że atom wodoru jest pozbawiany elektronów

przez elektroujemny pierwiastek, z którym jest związany (np. tlen czy azot).

Tym samym nie ma on teoretycznie elektronów i aby osiągnąć dublet

przyłącza parę elektronową innego atomu (który ma wolną parę

elektronową). Powstaje takie 'wiązanie semi-koordynacyjne'.