1. Główne rodzaje wiązań chemicznych

siły oddziaływania pomiędzy atomami

- wymiana elektronów – wiązania chemiczne

- bez wymiany elektronów – siły Van der Vaalsa

Wiązania chemiczne:

1. wiązania kowalencyjne (atomowe)

2. wiązania jonowe

3. wiązania metaliczne

4. kowalencyjne spolaryzowane

5. koordynacyjne

d) i e) to wiązania pośrednie

1. Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe powstaje wówczas gdy atomy dwóch łączących się pierwiastków uzyskują konfigurację gazu szlachetnego.

Wiązania jonowe powstają wówczas gdy łączące się pierwiastki różnią się w znacznym stopniu

elektroujemnością (wg skali Paulinga)

np. CsCl, CaF₂, TiO₂, MgO

Sieci jonowe - W węzłach sieci jonowej występują jony (a nie atomy lub cząsteczki!).

1. Wiązanie kowalencyjne

Jeżeli dwa atomy wykazują taką samą lub zbliżoną tendencję do przyjmowania (lub oddawania) elektronów wówczas, aby zachować tendencję do uzyskania struktury gazów szlachetnych tworzy się jedna lub więcej wspólnych par elektronowych.

Reguła oktetu!

Wyjątki:

H₂ układ 2-elektronowy

PCl₅ układ 10-elektronowy

H₂SO₄ układ 12-elektronowy

1. Wiązania koordynacyjne

Gdy obydwa elektrony składające się na wspólną parę elektronową pochodzą od tego samego atomu

Wiązanie koordynacyjne symbolizujemy jako -> (od donora do akceptora)

1. Teoria orbitali molekularnych

Teoria OM zakłada, że zachowanie się elektronu w cząsteczce opisuje orbital molekularny

(analogia do orbitalu atomowego). Obowiązuje zakaz Pauliego – maksymalnie dwa elektrony na jednym orbitalu.

Efektywny orbital molekularny powstanie gdy:

a) oba orbitale atomowe mają porównywalną energię elektronów,

b) oba orbitale atomowe pokrywają się,

c) oba orbitale atomowe mają tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej oba jądra.

orbitale typu s

powstają wiązania typu sigma

przykłady: H₂ , [He₂]⁺, Li₂

orbitale typu p

w tym przypadku oprócz wiązań sigma powstają też wiązania pi

przykłady: N₂, O₂, F₂

1. Rząd wiązania

dla wiązania kowalencyjnego: mogą być wiązania pojedyncze (atomy uwspólniają po 1 elektron), wiązania podwójne (atomy uwspólniają po 2 elektrony) i wiązania potrójne (atomy uwspólniają po 3 elektrony)

rząd wiązania wg teorii orbitali molekularnych obliczany jest ze wzoru:

RW = ½ (liczba elektronów na OM wiążących – liczba elektronów na OM antywiążących)

dla przykładu obliczamy RW dla H₂

RW = ½ (2-0) = 1

Trend jest taki że: im wyższy rząd wiązania tym jest ono krótsze a co za tym idzie trwalsze!

1. Polaryzacja

kiedy atomy różnią się elektroujemnością orbitale cząsteczkowe nie wykazują pełnej symetrii wtedy cząsteczka jest dipolem.

μ =  δ • I

gdzie: μ − moment dipolowy

δ − ladunek elektryczny

I − odleglosc biegunow

moment dipolowy wyrażony jest z debajach lub C m.

przelicznik:        1D = 3, 38 •  10⁻³⁰ C • m

1. Hybrydyzacja orbitali

Cząsteczki wieloatomowe (np. CH₄, C₂H₄) mają orbitale wielocentrowe - są to orbitale zdelokalizowane.

Tworząc kombinację liniową własnych orbitali atomowych atomu centralnego uzyskuje się tzw. mieszane orbitale zwane orbitalami zhybrydyzowanymi.

Przykład : cząsteczka CH₄

Atom centralny, tj. atom węgla, ma 4 orbitale walencyjne: 2s, 2px, 2py, 2pz.

Powstaną 4 zhybrydyzowane orbitale - jest to tzw. hybrydyzacja typu sp³.

Są to orbitale: t1, t2, t3, t4.

Wszystkie te orbitale mają taki sam kształt, a kąt pomiędzy nimi wynosi 109^o28'.

Wskutek pokrywania się zhybrydyzowanych orbitali atomu węgla (t1, t2, t3, t4) z orbitalami 1s 4 atomow wodoru powstają 4 orbitale wiążące oraz 4 orbitale antywiążące.

Oprócz hybrydyzacji sp³ są też inne typy hybrydyzacji. Każdy typ => charakterystyczne rozmieszczenie przestrzenne

1. Wiązania wodorowe

W przypadku substancji, w których atomy wodoru są związane z silnie elektroujemnymi atomami takich pierwiastków jak fluor, tlen lub azot, może wytworzyć się pomiędzy cząsteczkami tych substancji specyficzne wiązanie międzycząsteczkowe zwane wiązaniem wodorowym.

Przykłady: H₂O, HF, NH₃

energia takiego wiązania to przedział 10-40 kJ/mol. Czyli mało bo jonowe i atomowe to 400-7000 kJ/mol

„Zastosowanie”:

1. częściowa asocjacja cząsteczek H₂O w ciekłej wodzie.

2. wysokie temperatury wrzenia i topnienia wody i amoniaku (ponieważ potrzeba dostarczyć dodatkową energię na stopienie substancji zawierających wiązania wodorowe)

1. Wiązania międzycząsteczkowe (Van der Waalsa)

Gazy idealne opisuje równanie Clapeyrona pV=nRT

Gazy rzeczywiste opisuje równanie Van der Waalsa $\left( p + \ \frac{a}{V^{2}} \right)\left( V - b \right) = nRT$

energia takich wiązań niska wynosi od 0,5 do 4,0 kJ/mol

„Zastosowanie”:

1. skraplanie większości gazów (CO₂, N₂,gazy szlachetne)

2. adsorpcja fizyczna

Znamy 3 rodzaje oddziaływań międzycząsteczkowych

1. siły orientacji – występują w substancjach polarnych (przyciąganie różnoimiennych biegunów)

2. siły indukcji – oddziaływanie dipolu z atomem niepolarnym – powstanie dipol indukowany

3. diły dyspersyjne – powstawanie chwilowych momentów dipolowych