2009-11-24
Chemia V
WI
ZANIE CHEMICZNE
WI
ZANIE CHEMICZNE
są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy
atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami.
Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania,
przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych
reagujących ze sobą atomów.
1
2009-11-24
.
" Każdy atom pierwiastka składa się z jądra
atomowego oraz elektronów znajdujących
się na tzw. powłokach elektronowych
wokół jądra. Powłok tych jest kilka, a ich
maksymalna ilość to siedem. W tworzeniu
wiązania bierze udział głównie ostatnia
powłoka tzw. walencyjna
Atomy tworząc wiązanie chemiczne mogą
uzyskać stabilną konfigurację elektronową -
podobną do konfiguracji gazów szlachetnych
- (dubletową lub oktetową) na drodze:
" przekazania elektronów jednego atomu
drugiemu - powstaje wiązania
heteropolarne - jonowe;
" uwspólnienie-(współużytkowania)
elektronów walencyjnych - powstaje
wiązanie kowalencyjne (atomowe) lub
donorowo-akceptorowe (koordynacyjne).
2
2009-11-24
" Rodzaj wiązania między atomami, zależy
od właściwości pierwiastków tworzących
związek chemiczny.
" Można je scharakteryzować za pomocą
elektroujemności, która jest umowną miarą
"skłonności" atomu do przyciągania
elektronów podczas tworzenia wiązania
" Pojęcie elektroujemności zostało
wprowadzone przez L. Paulinga.
Elektroujemność to zdolność atomu do
przyjmowania elektronów.
Może być ona określana za pomocą
liczb bezwymiarowych - skala
elektroujemności Paulinga.
3
2009-11-24
" Do pierwiastków elektroujemnych zalicza się
te, których atomy wykazują wyższą
tendencję do przyłączania elektronów niż do
jonizacji. Należą do nich niemetale
(najbardziej elektroujemne są fluorowce).
" Do pierwiastków elektrododatnich zalicza się te,
których atomy wykazują wyższą tendencję do
jonizacji (oddawania elektronów) niż do
przyłączania elektronów. Należą do nich metale.
Istota i typy wiązań chemicznych
" 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 energetycznie osiągają cząsteczki przez
utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi
się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w
wyniku "uwspólnienia" elektronów walencyjnych
reagujących z sobą atomów.
4
2009-11-24
Podstawowe wielkości
charakteryzujące wiązanie
- energia dysocjacji (energia wiązania)
- odległość pomiędzy atomami (długość
wiązania)
- kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt
walencyjny).
Ze wzrostem długości wiązania zmniejsza się
energia dysocjacji czyli energia wiązania.
Ze wzrostem liczby atomowej atomów tworzących
cząsteczkę wzrasta długość wiązania.
Chemia nieorganiczna, St. Hojewska
5
2009-11-24
Wyróżnia się kilka typów wiązań
chemicznych
" wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne
" wiązanie atomowe czyli kowalencyjne
" atomowe (kowalencyjne) splaryzowane - pośrednie
" wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)
" wiązanie wodorowe
" wiązanie międzycząsteczkowe - wiązanie siłami van der
Waalsa
" wiązanie nie zlokalizowane
" wiązanie metaliczne
" wiązanie hydrofobowe - używane tylko w biochemii
" wiązanie klatratowe
Teorie wiązań
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.
W czasach nam współczesnych rozwinięciem
kwantowej teorii atomu jest kwantowa teoria
tworzenia wiązań chemicznych
6
2009-11-24
Teorię powstawania wiązań
wprowadzili Kossel i Lewis
Pierwiastki dążą do osiągnięcia oktetu (lit i beryl -
dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej -
dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.
" Atomy gazów szlachetnych różnią się od atomów
innych pierwiastków zapełnionymi powłokami
elektronowymi (całkowicie) - taka konfiguracja
powoduje, że helowce są najbardziej biernymi
chemicznie pierwiastkami.
" Teoria ta nazywana jest elektronową teorią
wiązania chemicznego.
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.
7
2009-11-24
Wiązania jonowe
" Powszechnie znanym przykładem wiązania
jonowego jest wiązanie między jonem sodu
i jonem chloru w chlorku sodowym Na+Cl-
lub miedzy jonami magnezu i chloru w
chlorku magnezu Cl-Mg2+Cl-.
Na ) 2 ) 8 ) 1 Na+ ) 2 ) 8
Cl ) 2 ) 8 ) Cl- ) 2 ) 8 ) 8
7
Na :Cl
Mg ) 2 ) 8 ) Mg2+ ) 2 ) 8
Cl ) 2 ) 8 ) Cl- ) 2 ) 8 ) 8
Cl ) 2 ) 8 ) Cl- ) 2 ) 8 ) 8
Cl: Mg :Cl
MgCl2
8
2009-11-24
" W podanych przykładach konfigurację
oktetową osiąga się przez przesunięcie
elektronu(ów) od mniej do bardziej
elektroujemnego atomu.
" NaCl - jon sodu osiąga konfigurację helowca
występującego przed nim w układzie
okresowym Ne, a jon chloru - konfigurację
helowca występującego po nim - Ar.
Podobnie w cząsteczce MgO.
Związki zawierające wiązania jonowe składają
się zatem 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 znaczne - temperatura topnienia i wrzenia
tych związków jest stosunkowo wysoka.
9
2009-11-24
NaCl
Sieć krystaliczna chlorku sodu
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, wiążące sie
atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej
najbliższego gazu szlachetnego.
" Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2,
Cl2, O2, N2 itp.
10
2009-11-24
przykłady
" H + H H H H H
" O + O O O O O
" N + N N N N N
+1
+1 +1
-1e
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.
" Cecha charakterystyczną tego wiązania jest
przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy
w kierunku atomu pierwiastka bardziej
elektroujemnego.
11
2009-11-24
przykład
" 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
12
2009-11-24
Dipol -Moment dipolowy
" 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.
" Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn.
cząsteczkami dwubiegunowymi. Cząsteczki
dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy
u = q x l
gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami
ciężkości " odmiennych ładunków.
Wielkości momentów dipolowych cząsteczek bada się za
pomocą pomiaru przenikalności dielektrycznej związku.
Substancja Moment Przenikalność
dipolowy dielektryczna
u
C6H6 0 2,27
CCl4 0 2,24
CH4(ciekły) 0 2
NH3 1,44 22
CH3OH 1,62 33
C2H5OH 1,66 25,7
H2O 1,84 80,1
H2O (lód) 0 3,2
CH3Cl 1,56 5,8
13
2009-11-24
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.
" Najprostszym przykładem powstawania wiązania
donorowo-akceptorowego jest tworzenie się jonu
amonowego
H
H3O+ O + H+ = H-O-H
H H+
związki kompleksowe
" 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.
14
2009-11-24
przykład
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.
Po utworzeniu jednak wiązania donorowo-akceptorowego wszystkie
cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne.
" Przykładem ligandów są cząsteczki: NH3, H2O,
CO, jony Cl-, OH-, N2H5+.
" Akceptorami mogą być cząsteczki obojętne np.
BF3 lub jony metali np. Ag+, Cu2+, Al3+, Zn2+ itp.
" W związkach kompleksowych metali jon metalu
będący akceptorem przyjmuje zwykle kilka par
elektronowych.
15
2009-11-24
Liczba koordynacyjna
" Liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor
podczas tworzenia kompleksu nazywa się liczbą
koordynacyjną akceptora i zwykle wynosi 2, 4, 6, 8.
" np. kation cynkowy Zn2+ma 28 elektronów. Po
przyłączeniu czterech par elektronowych z czterech
cząsteczek amoniaku uzyskuje on konfigurację
elektronową kryptonu 36Kr.
" Zn2+ + 4NH3 --> [Zn(NH3)4]2+
" liczba koordynacyjne dwudodatniego jonu cynkowego
wynosi cztery.
Związki koordynacyjne
" Wiązanie atomowe koordynacyjne dla
odróżnienia od normalnego wiązania
atomowego zaznacza się za pomocą
strzałki, której ostrze skierowane jest w
kierunku akceptora.
16
2009-11-24
H  O O
s O = S O
H  O O O
H  O  N= O O = N  O  N =O
O O O
Właściwości
" wiązania koordynacyjne występują pomiędzy metalem a
koordynowaną cząsteczką lub jonem ujemnym.
" liczba elektronów dookoła centrum koordynacji jest równa liczbie
elektronów w atomie najbliższego, cięższego gazu szlachetnego.
" są związki, w których podana reguła nie obowiązuje.
" np. jest [Ag(NH3)2]+
W związkach tego typu zaobserwowano także inną prawidłowość
wykazującą jednak również odstępstwa, a mianowicie przyłączania się
ligandów
" do jonów jednododatnich - dwa
" do jonów dwudodatnich - cztery
" do jonów trójdodatnich - sześć.
17
2009-11-24
Poniżej podano zgodnie z tą reguła, przykłady
niektórych kationów i anionów zespolonych.
[Cu(NH3)2]+, [Cu(NH3)4]2+, [Co(NH3)6]3+
[Ag(NH3)2]+, [Zn(NH3)4]2+, [Cr(NH3)6]3+
[Au(NH3)2]+, [Cd(NH3)4]2+
[AgCl2]-, [Zn(CN)4]2-, [Al(OH)6]3-
[Ag(CN)2]-, [ZN(OH)4]2-, [Fe(CN)6]3-
Ligand wodny
" 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(H2O)5NCS]2+ i
[Fe(H2O)(NCS)5]2- liczba koordynacyjna wynosi
odpowiednio 1 i 5
a ogólna liczba koordynacyjna ma wartość 6.
18
2009-11-24
Ligandy mogą być dwukoordynacyjne, np
" Trój, cztero, a nawet sześciokoordynacyjne np. kwas
etylenodwuaminoczterooctowy
WI
ZANIE METALICZNE
" powstanie wiązania metalicznego polega na
przekształceniu atomów tego samego
metalu lub atomów różnych metali w zbiór
kationów i swobodnie poruszających się
między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie
stałym lub ciekłym.
19
2009-11-24
W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu
lub stopu są obsadzone przez kationy
wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół
węzła, zdelokalizowane elektrony są swobodnie
w obrębie całego kryształu, (podobnie drobiny
substancji w stanie gazowym).
Z tego względu mówi się o gazie elektronowym
(chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.
Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się
w swoich położeniach dzięki przyciąganiu
elektrostatycznemu elektronów
Właściwości metali wiążą się z istniejącym wiązaniem
metalicznym:
" dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne można
uzasadnić ruchliwością elektronów należących do gazu
elektronowego;
" połysk metaliczny - pod wpływem światła widzialnego,
elektrony znajdujące się na powierzchni kryształu wykonują
drgania o częstotliwości promieniowania padającego.
" charakterystyczny połysk metalu - taką samą
częstotliwość mają promienie odbite jak promienie padające,
co postrzegamy jako;
" plastyczność - ciągliwość, kowalność metali, tłumaczy się
brakiem w krysztale kierunków uprzywilejowanych, a więc
można przesuwać płaszczyzny sieciowe i powodować
pęknięcia metali
20
2009-11-24
Przykład: wiązanie metaliczne
+2 +2 +2
+2 +2 +2
+2 +2 +2
WI
ZANIE WODOROWE
oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie
związanym atomem wodoru i należącym do innej
cząsteczki atomem silnie elektroujemnym,
dysponującym wolną parą elektronową.
Atom wodoru (proton) może byś związany
równocześnie z dwoma atomami, jeśli mają one małe
wymiary i dużą elektroujemność.
Wiązanie wodorowe występuje najczęściej w związkach
wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem.
Wiązanie wodorowe występuje np.: między
cząsteczkami wody.
21
2009-11-24
Przykłady
H  O ..........H  O ............ H  O ............ H  O
H H H H
H  Cl .............H  Cl ............ H  Cl
H  F
H H H
H  N: ............. H  N: ........... H  N:
H H H
Porównanie temperatur wrzenia związków wodoru z pierwiastkami rodziny
głównej 5-7. (od lewej do prawej)
Krzywa 1 NH3, PH3, AsH3, SbH3.
Krzywa 2:H2O, H2S, H2Se, H2Te.
Krzywa 3: HF, HCl, HBr, HI.
22
2009-11-24
Wyróżnia się także wiązania wodorowe
wewnątrzcząsteczkowe (wewnętrzne) powstające w
wyniku oddziaływania podstawników występujących
w tej samej cząsteczce.
Spośród związków izomerycznych, związki z wewnętrznym
wiązaniem wodorowym, charakteryzują się najniższą
temperaturą topnienia i wrzenia, najniższą prężnością
pary, barwnością, itp.
Energia wiązań wodorowych
Energia w kJ/mol
" O-H...O 12,5 - 33,4
" O-H...N 16,7 - 29,3
" N-H...O 12,5 - 16,7
" N-H...N 5,4 - 20,9
" F-H...F 20,9 - 33,4
23
2009-11-24
Długość wiązań i energia dysocjacji niektórych
cząsteczek dwuatomowych
Związek Ed L
chemiczny (kcal/mol) (oA)
H2 104 o,72
F2 37 1,42
Cl2 59 1,99
Br2 46 2,28
I2 36 2,67
HF 135 0,92
HCl 103 1,27
HBr 87 1,41
HI 71,4 1,61
NO 150 1,151
O2 119 1,207
CO 256 1,128
N2 226 1,094
Wiązania niezlokalizowane
W cząsteczkach związków o izolowanych wiązaniach
wielokrotnych elektrony są zlokalizowane w
określonej przestrzeni pomiedzy dwoma atomami
węgla. W cząsteczkach o łańcuchach węglowych,
zawierających układ sprzężonych wiązań podwójnych,
np. C=C-C=C-C=C- elektrony mogą przesuwać się
wzdłuż łańcucha co prowadzi do wyrównania gęstości
elektronowej w całym łańcuchu - delokalizacja
elektronów.
Przykładem - cząsteczka butadienu C = C  C = C
Układy zdelokalizowane charakterystyczne są dla arenów
(związków aromatycznych).
Przykładem - cząsteczka benzenu.H2C=CH-CH=CH2
24
2009-11-24
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.
W tablicy podane są przykłady atomów gazów
szlachetnych pomiędzy którymi działają jedynie siły
van der Waalsa utrzymując je razem.
Pierwias erg * cm6 Temperatura
tek wrzenia
(kcal/mol)
He 1,2 -269oC
Ar 52,0 -185oC
Xe 217,0 -108oC
25
2009-11-24
Siły van der Waalsa
" są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i
jąder w czasteczkach. - polegają one na przyciąganiu się
szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli. W wyniku
ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego
na zewnętrznej powłoce