Warto ciowo
Warto ciowo jest miar zdolno ci pierwiastka do tworzenia
wi za chemicznych. Poj cie warto ciowo ci kszta towa o si w
latach 1850  1870. Najwi ksze zas ugi na tym polu ma Kekulé,
który w 1857 roku stwierdzi czterowarto ciowo atomu w gla a w
1866 roku zaproponowa pier cieniow struktur benzenu.
Kreseczkami zacz li oznacza wi zania chemiczne Couper (1858)
i Brown (1864).
Friedrich August Kekulé von Stradonitz
1
Termin warto ciowo kojarzy si z nast puj cymi poj ciami:
1. Warto ciowo formalna (stechiometryczna).
2. Stopie utlenienia.
3. adunek formalny.
4. Liczba koordynacyjna.
Warto ciowo formalna (stechiometryczna)
Klasyczna definicja: liczba atomów H, z którymi reaguje atom danego
pierwiastka. Dla pierwiastka, który nie reaguje z wodorem, warto ciowo
ustala si na podstawie jego reakcji z tlenem. Definicja ta nadal jest
stosowana w chemii organicznej, gdzie C jest czterowarto ciowy, H
jednowarto ciowy, O dwuwarto ciowy, N trój- i pi ciowarto ciowy i P
pi ciowarto ciowy. To wystarcza do budowania prawid owych wzorów
strukturalnych w chemii organicznej pod warunkiem, e uwzgl dnia si
sprawy stereochemii.
2
Stopie utlenienia
Poj cie stopnnia utlenienia jest bardzo wa ne w chemii nieorganicznej.
Okre laj c stopie utlenienia elektrony wi za przypisujemy
formalnie bardziej elektroujemnym atomom a nast pnie obliczamy
nadmiarowe adunki atomowe w takiej hipotetycznej strukturze:
chlorowodór
tlenek w gla
fosgen
3
 adunek formalny
1. Wszystkie wi ce elektrony przydziela si atomom po po owie.
2. Wszystkie niewi ce elektrony przydziela si w ca ci atomom, przy
których si znajduj .
3. adunek formalny atomu stanowi ró nic pomi dzy liczb elektronów
walencyjnych w izolowanym atomie a liczb elektronów przypisanych temu
atomowi w cz steczce na podstawie powy szych regu 1 i 2.
Zgadza si z polarno ci
okre lon metodami
tlenek w gla
spektroskopowymi !
Uwaga ! Nie myli adunków formalnych z adunkami cz stkowymi s cymi do
oznaczania polarno ci wi za kowalencyjnych spolaryzowanych.
Struktury o najmniejszych adunkach formalnych maj zwykle najmniejsz
energi , tzn. s najbardziej prawdopodobne !
4
Jeszcze o tlenku w gla&
1. Wzór Lewisa nie zgadza si z warto ciowo ci formaln ! Jest 10
elektronów, czyli 5 par elektronowych. Mo liwy jest tylko wzór | O|.
Struktura elektronowa z podwójnym wi zaniem C=O nie jest
prawid owa (nadmiar 2 elektronów).
2. Prawid owy jest wzór Lewisa a nie wzór napisany na podstawie
warto ciowo ci formalnych. Wskazuj na to ekperymentalnie
wyznaczone parametry fizykochemiczne cz steczki, np. d ugo
wi zania: C-O 1,50 Å
C=O 1,29 Å
O w tlenku w gla 1,15 Å !
3. Na gruncie teorii MO struktura elektronowa CO przypomina acetylen:


| O| HC CH

5
Liczba koordynacyjna
Liczba koordynacyjna (LK) równa jest liczbie wi za koordynacyjnych utworzonych
przez dany atom.
Najpopularniejsze liczby koordynacyjne: 8 (struktura dodekaedru),
6 (struktura oktaedryczna), 4 (struktura tetraedryczna).
Przyk ady ró nych LK:
8 struktura dodekaedru, czyli dwunasto cianu foremnego Mo(CN)84-
6 struktura oktaedryczna Ni(NH3)62+
4 struktura tetraedryczna SiO44-
struktura p askokwadratowa Cu(NH3)42+
2 struktura liniowa Ag(CN)2-
6
Wielo ciany koordynacyjne dla LK = 8
Dodekaedr Sze cian Antypryzma kwadratowa
Uwaga ! Istnieje wiele typów dodekaedrów.
7
Wielo ciany koordynacyjne dla LK = 6
mio cian foremny Pryzmat trygonalny
8
Regu a oktetu (Abegg 1904)
Gazy szlachetne charakteryzuj si wysokimi potencja ami jonizacji, zerowymi
powinowactwami elektronowymi oraz bierno ci chemiczn . Maj wi c bardzo
stabilny uk ad elektronowy pow oki walencyjnej - oktet elektronowy (wyj tek
stanowi He z dubletem walencyjnym). Atomy innych pierwiastków (poza
wodorem) d do uzyskania oktetu walencyjnego drog reakcji chemicznych.
Wodór d y do uzyskania dubletu helowego. Podsumowuj c:
Ka dy pierwiastek tworz c zwi zek chemiczny przyjmuje konfiguracj
elektronow najbli szego gazu szlachetnego.
Fizykochemik niemiecki Richard Abegg (1869-1910) urodzi si w Gda sku
Od 1899 r. profesor uniwersytetu we Wroc awiu. Zgin w katastrofie balonu.
9
Symbolika kropkowa Lewisa (1902)
Gilbert Newton Lewis w swoim
laboratorium w MIT (Berkeley)
Lewis rozwin teori oktetu Abegga i zastosowa do wyja nienia natury wi za
kowalencyjnych.
10
Wi zanie jonowe i jonowa sie krystaliczna
Teoria Kossela (1917): przekazanie elektronu Cl-
Na+
przez atom elektrododatni atomowi
elektroujemnemu, utworzenie kationu i anionu,
przci ganie elektrostatyczne.
Przyk ad:
(w ten sposób Na uzyskuje oktet 2s22p6 z
przedostatniej pow oki a Cl uzupe nia ostatni
pow ok do o miu elektronów)
Jonowa sie krystaliczna - minimalizacja si odpychania elektrostatycznego
jonów o tym samych znakach adunku i maksymalizacja si przyci gania
elektrostatycznego jonów o znakach przeciwnych. Kryszta jonowy jest jedn
wielk moleku zawieraj w w ach sieci optymalnie upakowane jony, na
przemian dodatnie i ujemne. To optymalne upakowanie jonów prowadzi do
stabilizacji energetycznej kryszta u, energia wydzielaj ca si przy jego
tworzeniu z jonów nosi nazw energii sieci krystalicznej.
11
Energia jonowej sieci krystalicznej
Energi sieci krystalicznej mo na oceni na podstawie prawa Coulomba:
Q1Q2
E k
d
E ro nie, gdy rosn adunki Q i Q a odleg d mi dzy nimi maleje. Wobec tego
1 2
E ro nie, gdy malej promienie jonowe, czyli gdy jony znajduj si bli ej siebie.
Efekt energetyczny reakcji, w której powstaje kryszta jonowy z atomów, to suma
energii jonizacji, powinowactwa elektronowego i energii sieci krystalicznej.
Kryszta y jonowe maj wysokie temperatury topnienia i po stopieniu przewodz
pr d elektryczny.
Jonowe po czenia metali przej ciowych nie mo na wyt umaczy regu oktetu.
Np. Ag o konfiguracji elektronowej 4d105s1 tworzy jon Ag+ przez oddanie
elektronu 1s i w ten sposób ostatni pow ok staje si pow oka czwarta, która
jest ca kowicie zape niona 18 elektronami. Budow krystalicznych kompleksów
metali przej ciowych opisuje teoria pola krystalicznego.
12
Wi zanie kowalencyjne
Teoria Lewisa (1916) zak ada, e wi zanie kowalencyjne tworzy si w wyniku
uwspólnienia elektronów, np.:
W wyniku uwspólnienia elektronów oba reaguj ce atomy zapewniaj sobie
oktet elektronowy (wodór dublet helowy) na ostatniej pow oce. Uwspólnieniu
elektronów towarzyszy koncentracja ujemnego adunku pomi dzy reaguj cymi
atomami, co pozwala wyja ni wi zanie kowalencyjne na gruncie teorii
elektrostatycznej:
odpychanie
Definicja:
zr b atomowy = atom 
elektrony walencyjne
absze odpychanie
Zr b atomowy ma
sumaryczny adunek
dodatni.
przyci ganie
13
Wi zanie kowalencyjne c.d.
Par elektronów wi cych oznacza si kresk (symbol wi zania) a pozosta e
elektrony oznacza si kropkami lub wszystkie pary elektronowe (wi ce i
wolne) oznacza si kreskami:
lub
Je eli pierwiatki tworz ce wi zanie kowalencyjne ró ni si elektroujemno ci ,
to mamy do czynienia z wi zaniem kowalencyjnym spolaryzowanym. Takie
wi zanie ma elektryczny moment dipolowy.
Wi zania kowalencyjne wielokrotne
W pierwszym przyk adzie rz d wi zania N N wynosi 3, w drugim przypadku
rz d wi zania C=O wynosi 2.
14
Przyk ad
Stosuj c teori Lewisa i Kossela mo na wyja ni np. wi zania w
wodorkach 3-ego okresu: NaH, MgH2, AlH3, SiH4, PH3, H2S i HCl. Trzeba
rozwa ró nice elektroujemno ci mi dzy atomami tych wodorków. W
skali Paulinga mamy: H 2,2; Na 0,9; Mg 1,3; Al 1,6; Si 1,9; P 2,2; S 2,6; Cl
3,2. Dwa pierwsze zwi zki maj charakter jonowy, przy czym bardziej
elektroujemne atomy wodoru maj adunek ujemny. AlH3 ma charakter
przej ciowy ( = 0,6)  struktura polimeryczna.
H
Pozosta e wodorki maj charakter kowalencyjny:
Al
kowalencyjny
spolaryzowany
15
Porównanie typowych zwi zków jonowych i kowalencyjnych
Zwi zki jonowe Zwi zki kowalencyjne
(zwykle nieorganiczne) (zwykle organiczne)
Krystaliczne cia a sta e Gazy, ciecze lub cia a sta e zbudowane z
cz steczek - kryszta y o budowie
- kryszta y o budowie jonowej.
molekularnej.
Wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Niskie temperatury topnienia i wrzenia.
Przewodz pr d elektryczny w stanie abe przewodniki pr du we wszystkich
stopionym. stanach skupienia.
Wiele zwi zków jonowych rozpuszcza Wiele zwi zków kowalencyjnych
si w wodzie i dysocjuje (elektrolity), ale rozpuszcza si w rozpuszczalnikach
nie rozpuszcza si w rozpuszczalnikach niepolarnych, ale nie rozpuszcza si w
niepolarnych. wodzie.
& ale np. SiC du o wyj tków !
16
Regu y tworzenia wzorów Lewisa
1. Obliczy sumaryczn liczb elektronów walencyjnych w cz steczce lub jonie,
uwzgl dniaj c wypadkowy adunek, np.:
N2O 2 × 5 + 6 = 16 w sumie 8 par elektronowych
CO32- 4 + 3 × 6 + 2 = 24 w sumie 12 par elektronowych
2. Zaproponowa struktur cz steczki, cz c atomy pojedynczymi wi zaniami,
czyli wi cymi parami elektronowymi (trzeba z góry wiedzie , które atomy s
ze sob po czone lub przyj jakie za enie w sprawie struktury, a eby je
pó niej zweryfikowa ).
3. Rozmie ci pozosta e elektrony wokó atomów (niewi ce pary elektronowe) i
w wi zaniach (wi ce pary elektronowe), tworz c ewentualnie wi zania
wielokrotne, tak a eby spe ni regu oktetu dla ka dego z tych atomów
(dubletu dla wodoru !).
17
Przyk ad PCl3
1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 5 + 3 × 7 = 26, czyli w sumie
13 par elektronowych.
2. Intuicja chemiczna  podpowiada nam struktur :
3. Wykorzystali my 3 pary elektronowe, jako pary wi ce. Pozostaje do
wykorzystania jeszcze 10 par elektronowych. Po 3 pary dajemy
ka demu atomowi Cl a dla P zostaje jedna para elektronowa. Ka dy z
atomów uzyskuje w ten sposób oktet elektronów:
18
Przyk ad ClO3-
1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 7 + 3 × 6 + 1 = 26, czyli w
sumie 13 par elektronowych.
2. Intuicja chemiczna  podpowiada nam struktur :
3. Wykorzystali my 3 pary elektronowe, jako pary wi ce. Pozostaje do
wykorzystania jeszcze 10 par elektronowych. Po 3 pary dajemy
ka demu atomowi O a dla Cl zostaje jedna para elektronowa. Ka dy z
atomów uzyskuje w ten sposób oktet elektronów:
Uwaga ! Identyczna struktura elektronowa jak dla PCl3, gdy te dwa
przypadki s izoelektronowe.
19
Przyk ad HCN
1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 1 + 4 + 5 = 10, czyli w sumie
5 par elektronowych.
2. Wiemy z góry, e struktura jest liniowa: H-C-N Wykorzystali my ju 2
pary elektronowe, jako pary wi ce. Pozostaj do wykorzystania
jeszcze 3 pary elektronowe, które nale y przydzieli atomom C i N jako
wolne pary elektronowe.
3. Propozycja wzorów Lewisa z pojedynczymi wi zaniami:
H-C-N H-C-N:

6 6 8 4
4. Propozycja wzorów Lewisa z podwójnym wi zaniem
(do wkorzystania 2 wolne pary elektronowe):
- -
:
H-C-N H-C-N

8 6 6 8
5. Propozycja wzoru Lewisa z potrójnym wi zaniem
(do wkorzystania 1 wolna para elektronowa):
- :
H-C-N
-

2 8 8
20
:
:
:
:
:
:
:
:
Przyk ad S2O32-
1. Ca kowita liczba elektronów walencyjnych: 5 × 6 + 2 = 32, czyli w sumie 16 par
elektronowych.
2. Intuicja chemiczna  podpowiada nam struktur :
3. Wykorzystali my 4 pary elektronowe, jako pary wi ce. Pozostaje do
wykorzystania jeszcze 12 par elektronowych. Po 3 pary dajemy ka demu atomowi
O oraz peryferyjnemu S(-II). Ka dy z atomów uzyskuje w ten sposób oktet
elektronów:
Pokazanie w tej strukturze dwóch
wi za podwójnych wymaga dla
centralnego atomu S zastosowania
koncepcji rozszerzonej walencyjnej
pow oki elektronowej.
Uwaga ! Podobn budow elektronow ma izoelektronowy z S2O32- jon SO42-.
21
Wi zanie koordynacyjne
kwas Lewisa zasada Lewisa
Wi zanie koordynacyjne stanowi szczególny przypadek wi zania
kowalencyjnego. Wi ca para elektronów pochodzi w tym
przypadku tylko od jednego z atomów tworz cych wi zanie.
Uwaga ! W tej symbolice k adzie si nacisk na po czenia atomów
w ramach cz steczki (tzn. który atom z którym jest zwi zany -
topologia), a nie na jej geometri . Geometri cz steczek b dziemy
rozwa a pó niej.
22
Rezonans (mezomeria)
Cz sto spotykamy si z sytuacj , w której pojedyncze diagramy Lewisa nie
opisuj dobrze rozk adu elektronowego. Rozwa my ozon O3:
O
1,278 Å 1,278 Å
Z do wiadczenia:
O 117O O
Oba wi zania O-O maj t sam d ugo , chocia jest to sprzeczne ze struktur
Lewisa, która spe nia regu oktetu (wi zanie podwójne jest krótsze ni
pojedyncze):
O
O O
Jednak e podwójne wi zanie mo emy równie umie ci pomi dzy drug par
atomów tlenu:
O
O O
23
Rezonans (mezomeria) c.d.
Takie równocenne struktury nazywamy strukturami rezonansowymi (Pauling 1928).
Rozk ad elektronowy jest opisany jednocze nie obiema strukturami, co pozwala
wyt umaczy równe d ugo ci wi za . Stosujemy nast puj cy zapis:
O O
O O O O
Uwaga ! Dwukierunkowa strza ka nie oznacza równowagi chemicznej, ani oscylacji
rozk adów elektronowych cz steczki. Naprawd cz steczka istnieje w jednej formie - tej
znalezionej do wiadczalnie.
Rysuj c struktury rezonansowe nale y pami ta , e atomy musz w nich by tak samo
po czone (ta sama topologia) - ró ne b tylko rozk ady elektronowe.
Im wi cej struktur rezonansowych opisuje dan cz steczk , tym jest ona trwalsza.
Mówimy, e rezonans stabilizuje cz steczk .
24
Ró ne sposoby przedstawiania struktur rezonansowych: ozon
0
O O
O O O O
0 0
O O
O
O O O
O O
O O O O
25
Struktury rezonansowe anionów kwasów tlenowych
-
O
N
NO3- 5 + (3 6) + 1 = 24
O O
czyli 12 par elektronowych
-
-
O O
N N
O O
O O
2-
O
C
O O
CO32- 4 + (3 6) +2 = 24
czyli 12 par elektronowych
2- 2-
O
O
C
C
O O
O O
26
Wyj tki od regu y oktetu
1. Rodniki (cz steczki zawieraj ce niesparowane elektrony), np. NO, gdzie mamy 5 + 6 = 11
elektronów walencyjnych, czyli jeden musi by niesparowany. W tym przypadku ca kowite
sparowanie elektronów nie jest mo liwe i jeden z atomów nie mo e mie oktetu walencyjnego.
2. Deficyt elektronowy - wi zanie koordynacyjne. Bor w BF3 ma za
ma o o dwa elektrony, czyli jest kwasem Lewisa i akceptorem
elektronów w wi zaniach koordynacyjnych. W kompleksie z
amoniakiem donorem pary elektronowej jest azot.
3. Nadmiar elektronów  wykorzystanie walencyjnych orbitali d atomu centralnego
(od3-ego okresu):
Grupa IVA CF6 NIE SiF6 TAK
Grupa VA NCl5 NIE PCl5 TAK
Tendencja do rozszerzenia walencyjnych pow ok elektronowych ro nie wraz z dost pno ci
walencyjnych orbitali d atomu centralnego i zmniejszaniem si rozmiarów atomów zewn trznych:
a) NF3 jest trwa y. NF5 nie istnieje. Azot nie ma walencyjnych orbitali d.
b) PF3 i PF5 - oba istniej . Fosfor ma nieobsadzone walencyjne orbitale d.
c) PF5 jest bardziej trwa y ni PCl5. Promienie atomowe: F < Cl .
4. Kompleksy metali przej ciowych (w dalszej cz ci kursu).
27
Tlenek azotu
NO 11 elektronów 5 par elektronowych + 1
elektron niesparowany
Rodnik  w ciwo ci paramagnetyczne !
Rezonans tych struktur daje rz d wi zania równy 2,5
zgodny z wynikami eksperymentalnymi.
28
Prze omowe odkrycie roli tlenku azotu jako czynnika sygna owego,
rozlu niaj cego ciany naczy krwiono nych by o wynikiem prac
trójki naukowców: Roberta F. Furchgotta, Feride'a Murada i Louisa
J. Ignarro. Wszyscy trzej uczeni zostali w 1998 r. wspólnie
uhonorowani Nagrod Nobla.
Do wiadczenia, które prof. Louis J. Ignarro
przeprowadzi w 1990 r. dowiod y, e NO jest
neuroprzeka nikiem odpowiedzialnym za
zjawisko erekcji. Praktycznym zastosowaniem
tego odkrycia sta o si opracowanie sildenafilu,
czyli pierwszego doustnego leku skutecznego w
terapii impotencji, a prof. L. J. Ignarro zyska
miano "ojca Viagry". Obecnie wiadomo, e NO
reguluje motoryk przewodu pokarmowego,
uczestniczy w funkcjach uk adu oddechowego,
odgrywa rol neuromodulatora w OUN
(wp ywaj c m.in. na pami , czym zainteresowali
si naukowcy poszukuj cy skutecznego leku na
choroby ot pienne) oraz bierze udzia w
AM 28 maja 2006 r.
procesach przeciwzapalnych i odporno ciowych,
Wr czenie medalu im. Doktora
co z kolei mo e mie du e znaczenie przy
Tytusa Cha ubi skiego
tworzeniu nowych leków przeciwnowotworowych.
29
Niesteroidowe leki przeciwzapalne (NLPZ) uwalniaj ce tlenek azotu
NO-NSAIDs (NO-donating nonsteroidal anti-inflammatory drugs)
Pochodna NO-ASA poza
kwasem acetylosalicylowym,
czyli substancj aktywn
aspiryny, wydziela tak e tlenek
azotu, który chroni b on
luzow dka przed
uszkodzeniem.
NO-ASA ma dzia anie antynowotworowe !
30
Paramagnetyzm
B B B B
Paramagnetyzm
ciek ego tlenu.
31
Spektroskopia rezonansów magnetycznych
Magnetyczne momenty spinowe
B0 Energia niesparowanych elektronów w
rodnikach lub tzw. j der magne-
1 13 15 31
tycznych (np. H, C, N lub P)
w cz steczkach diamagnetycz-
nych maj skwantowane poziomy
Relaksacja
Absorpcja
E energetyczne w zewn trznym
spinowo-sieciowa
fotonu
polu magnetycznym B0. Odst p
E mi dzy poziomami jest
proporcjonalny do B0. Je eli do-
pasowa do niego fotony, czyli ich cz sto do B0
(rezonans), to zachodz przej cia
spektroskopowe. W przypadku niesparowanych
elektronów jest to zjawisko elektronowego
rezonansu paramagnetycznego (EPR) a dla j der
jest to zjawisko j drowego rezonansu
magnetycznego (NMR). Spektroskopia EPR
wymaga fotonów o cz sto ci rz du kilku GHz a
NMR realizuje si przy cz sto ciach rz du setek
MHz. EPR s y do wykrywania, identyfikacji i
okre lania st rodników. NMR jest niezb dny
w analizie zwi zków organicznych oraz jest
stosowany do obrazowania medycznego tkanek
mi kkich (MRI).
32
Rozszerzona pow oka walencyjna siarki w jonie siarczanowym(VI) ?
I II III
Poszczególne adunki formalne s
najbardziej zbli one do 0 w strukturze
rezonansowej III i ta ze wzgl du na adunki
formalne jest najbardziej uprzywilejowana,
chocia pow oka walencyjna atomu S jest tu
rozszerzona do 12 elektronów.
Uwaga ! Struktura rezonansowa III jest
jedn z 6-ciu mo liwych ze wzgl du na
rozmieszczenie wi za podwójnych.
adunek na centralnym atomie S
wynosi +1,77 !
33
Model odpychania si walencyjnych par elektronowych
(VSEPR: Valence Shell Electron Pair Repulsion)
1. Cz steczka przybiera taki kszta t, który pozwala zminimalizowa odpychanie
elektrostatyczne walencyjnych par elektronowych.
2. Walencyjne pary elektronowe dzieli si na wi ce i niewi ce (wolne).
3. Wi zanie wielokrotne traktowane jest jako obszar o du ej g sto ci
elektronowej, analogicznie do pojedynczej pary elektronowej.
4. Niesparowany elektron traktuje si jako obszar o mniejszej g sto ci
elektronowej.
5. Si a odpychania maleje w kolejno ci: para wolna  para wolna > para wolna 
para wi ca > para wi ca  para wi ca.
34
Zale no mi dzy geometri cz steczki
a liczb par elektronowych
Liczba par Rozmieszczenie par Przewidywany Przyk ad
elektronowych elektronowych kszta t cz steczki
2
180o
A
liniowy
: :
Cl Be Cl
deficyt elektronowy
..
F
3
120o
A
trójk tny
B
deficyt elektronowy F F
.. ..
..
H
4
109,5o
:
A tetraedryczny
C
H
:
H
oktet
:
H
..
Cl
90o
5
bipiramidy Cl
:
Cl P
: A
trygonalnej
: 120o Cl
nadmiar elektronów
..
Cl
..
F
90o
6
F F
: :
A S
oktaedryczny
: : F F
90o
nadmiar elektronów
..
F
35
Spe niona regu a oktetu:
geometria cz steczek wodorków niemetali drugiego okresu
Pary elektronowe: Pary elektronowe:
4 wi ce, 0 wolnych. 2 wi ce, 2 wolne.
Pary elektronowe: Pary elektronowe:
3 wi ce, 1 wolna. 1 wi ca, 3 wolne.
36
Struktura cz steczek z atomem centralnym maj cym
rozszerzon pow ok walencyjn
Liczba par Liczba par Wzór Struktura Przyk ad
wi cych wolnych
B
B
B A
AB5
5 0 B PCl5
B
B
B
: A
AB4
4 1 B SF4
B
B
:
B A
AB3 ClF3
3 2 :
B
B
:
: A
AB2 XeF2
2 3 :
B
B
B B
A
AB6 B B SF6
6 0
B
B
B B
A
AB5 BrF5
5 1 B B
..
..
B B
A
AB4
4 2 B B XeF4
..
37
bipiramida trygonalna
oktaedr
Wzór strukturalny powinien:
1. Pokazywa , które atomy s w cz steczce po czone ze sob wi zaniami
chemicznymi.
2. Charakteryzowa liczb i rz d tych wi za .
3. Charakteryzowa struktur elektronow atomowych pow ok walencyjnych i wi za .
4. By zgodny ze stopniami utlenienia pierwiastków.
5. Charakteryzowa kszta t cz steczki.
Powy sze warunki spe niaj wzory Lewisa z uwzgl dnieniem mezomerii oraz teorii
odpychania si walencyjnych par elektronowych. Rozpatrzymy przyk ady
nast puj cych cz steczek:
Liczba
elektronów
16 17 18 19
walencyjnych
+IV 0
CO2 +IV O3 +IV
Wzór
NO2 ClO2
sumaryczny +III
+V
NO2+ NO2-
Rz d wi zania 2 1,5 1,5 1,5
Kszta t
liniowy trójk tny trójk tny trójk tny
cz steczki
ciwo ci
dia- para- dia- para-
magnetyczne
38
Ditlenek w gla: CO2
Wzór formalny: O=C=O
Wzory Lewisa:
O=C=O
O=C=O
-II +IV -II
0 0 0
Jon nitroniowy: NO2+
Wzór formalny: [O=N=O]+
Wzory Lewisa:
[ O=N=O ]+ O=N=O
-II +V -II
39
Ditlenek azotu: NO2
Wzór formalny: O=N=O
Wzór formalny nie pokazuje, e NO2 jest
paramagnetyczny, przewiduje z y rz d wi zania,
nie przewiduje trójk tnego kszta tu cz steczki.
Wzory Lewisa
+IV
. .
N N
O O O O
-II -II
. .
N N
O
O O O
. .
N N
O O O O
40
Ozon: O3
O
Wzór formalny: O=O=O , O=O-O ,
O O
Wzór formalny zawodzi ca kowicie.
Wzory Lewisa
0
O O
O O O O
0 0
O O
O
O O O
O O
O O O O
41
Anion azotanowy (III) : NO2-
Wzór formalny: [O=N-O]-
Wzór formalny nie pokazuje, e oba wi zania s
równocenne, rz d wi zania wynosi 1,5 i e
cz steczka ma kszta t trójk tny (bierzemy pod uwag
uk ad j der atomowych).
Wzory Lewisa
+III
- -
N N
O O O O
-II -II
- -
N N
O
O O O
N N
O O O O
42
Ditlenek chloru: ClO2
Wzór formalny: O=Cl=O
Wzór formalny nie pokazuje, e ClO2 jest
paramagnetyczny, przewiduje z y rz d wi zania,
nie przewiduje trójk tnego kszta tu cz steczki (bierzemy
pod uwag uk ad j der).
Wzory Lewisa
+IV
Cl Cl
. .
O O O O
-II -II
Cl Cl
.
.
O
O O O
Cl Cl
. .
O O O O
43