Budowa cząsteczek:

Teoria wiązań chemicznych:

1.Teoria elektronowa Lewisa i Kosela

2.Teoria orbitali molekularnych.

3.Teoria wiązań walencyjnych.

4.Teoria pola ligandów

5.Teoria pola krystalicznego

1)Teoria elektronowa Lewisa Kosela:

punkt wyjścia:

-bierność chemiczna gazówszlachetnych

-Konfiguracja elektronowa typu ns²p⁶ lub dwuelektronowa typu ns² (Dublet)

Hipoteza:Atomy pierwiastków łączą się ze sobą(tzn. tworzą cząsteczki) czyli układ przyjmuje konfiguracje gazu szlachetnego.

Rodzaje wiązań chemicznych:

1. Jonowe

2. Kowalencyjne

-atomowe

-atomowe spolaryzowane

-koordynacyjne(donorowo-akceptorowe) (semipolarne)

3.Metaliczne (oddziaływania międzycząsteczkowe)

-wiązania wodorowe

-siły van der Waalsa

1) Wiązania jonowe:

ΔE >1,7. Atomy dwóch łączących się pierwiastków uzyskują konfigurację elektronową gazów szlachetnych w wyniku utraty elektronów pierwiastków elektrododatnego na rzecz atomów pierwiastków elektroujemnego. Wytworzone jony -dodatnie i ujemne-przyciągają się dzięki siłom elektrostatycznym tworząc w przypadku ciał stałych uporządkowaną strukturę zwaną siecią przestrzenną.

Związki jonowe:

-wysoka temp. topnienia

-w warunkach normalnych ciała stałę

-w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego

w roztworach:

-porozpuszczeniu w wodzie,

-po stopieniu

2. Wiązanie kowalencyjne

a) atomowe ΔE= 0-0,4:

Atomy tworzące cząsteczkę wykazują taką samą tendencje do przyjmowania i oddawania elektronów-konfiguracja gazów szlachetnuch uzyskiwana jest przez wytworzenie jednej, dwóch, trzech wspólnych par elektronowych.

Pola wolnych par elektronowych inne niż w parach tworzących wiązanie

b) atomowe spolaryzowane ΔE = 0,4-1,7

Atomy tworzące wiązanie wykazują zbliżoną tendencję do przyjmowania i oddawania elektronów. Konfiguracja gazów szlachetnycj uzyskiwana przez tworzenie jednej lub więcej par elektronowych. Przesunięcie pary elektronowej(polaryzacja wiązania) w stronę atomów pierwiastka bardziej elektroujemnego.

c) Wiązanie koordynacyjne.

Wspólna para elektronów pochodzi od jednego atomu, najczęściej: w związkach komplekspwych, kwasach tlenowych i ich anionach(np. Cu(NH₃)₄²⁺ , H₂SO₄, Co(H₂O)₄²⁺)

Związki kowalencyjne:

-niskie temp. wrzenia i topnienia,

-w warunkach normalnych ciecze i gazy

-w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego.

-w roztworach to słebe elektrolity-słabo przewodzą prąd elektryczny

3.Wiązanie metaliczne

Kryształy metaliczne-uporządkowane przemiennie jony dodatnie(kationy) i swobodnie poruszające sięelektrony(gaz elektronowy)

Wiązanie metaliczne-pozostające w równowadze elektrostaty kationy-elektrony

Gaz elektronowy-utworzony z elektronów walencyjnych

-ns-w mtalach grup głównych

-ns:(n-1)d - w kryształach metali grup pobocznych

Metale i stopy:

-wysoka temp. topnienia

-w warunkach normalnych ciałą stałe(wyjątek Hg)

-dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne

-ciągliwe, kowalne

-połysk

Struktury ponadoktetowe:

PCl₅, SF₆

I teoria elektronowa Lewisa i Kosela

1) wprowadziła pojęcia wiązania jonowego i kowalencyjnego

2) Teoria jakościowa nie wyjaśnia kierunkowego charaktery wiązań kowalencyjnych np. H₂O, CaCl₂(budowa liniowa, płaska, przestrzenna)

3) Nie przewiduje siętworzenia innych związków niż wynikające w reguły oktetu.

4)W bardziej ogólny sposób zagadnienie wiązań chemicznych opisuje mechanika kwantowa.

3.Wiązanianiekowalencyjne-oddziaływania międzycząsteczkowe(molekularne), różnia się: geometrią, siłą, specyficznością.

a)Wiązanie wodorowe:

-wiązanie elektrostatyczne typu pośredniego R₁X-H...YR₂, gdzie X i Y to atomy N,O, F, lub innych pierwiastków elektroujemnych.

-bezpośrednim ogniwem łączącym dwie cząsteczki (lub jony o tym samym znaku) jest atom(jon) wodoru

-wodór w wiązaniach otoczony jest zawsze dwoma parami elektronowymi

-silniejsze od wiązań wan der Waalsa, słabsze od kolwalencyjnych [energia wiązania 12,6-29,3 kJ/mol]

-posiada ściśle ukierunkowany charakter(najczęściej 3 atomy:donor wodoru-wodór-akceptor wodoru leżą w jednej linii)

-długość wiązań (nm)

0,270 (O-H...O)

0,288 (O-H...N)

0,310(N-H...N)

-potwierdzenie doświadczalne wiązania m.in. - wysoka temp. wrzenia i topnienia(np. dla NH₃, H₂O, HF)w porównaniu w wodorkami innych homologów azotu, tlenu, fluoru; - odchylenie od prawa Raulta,

- IR

Asocjacja-łączenie się związków chemicznych za pomocą wiązań chemicznych.

b) Wiązenie van der Waalsa(siły van der Waalsa):

-niespecyficzna siła przyciągania pojawiająca się kiedy 2 atomy zbliża się na odległość ok. 0,3-0,4 nm.

-trzy rodzaje oddziaływań sił van der Waalsa:

1)Oddziaływanie w wyniku orientacji dipoli trwałych w cząsteczkach(HF, H₂O)

2)Oddziaływanie wzajemne dipoli indukowanych na skutek zbliżania się jonu lub cząsteczki dipolowej do cząsteczki obojętnej.

3)Oddziaływanie(przyciąganie się) szybkozmiennych, falujących dipoli na skutek ruchu elektronów walencyjnych (siły dyspersyjne)

-słabsze i mniej specyficzne jak wiązanie wodorowe (i wiązanie chemiczne)

-skuteczność wiązania zależy od komplementarnośći przestrzennej cząsteczek(kształty cząsteczek są do siebie dopasowane)

- w wodzie np.główny udział dipoli trwałych, mniejszy sił dyspersyjnych (~19%), bardzo mały indukowanych dipoli(~4%)

-w benzynie, parafinie-przede wszystkim siły dyspersyjne

Momenty dipolowe:

-wszystkie cząsteczki z wiązaniami pośrednimi(kowalencyjne spolaryzowane, koordynacyjne) są dipolami.

-biegunowość cząsteczki określa elektryczny moment dipolowy (μ=q*l ; q-ładunek bezwzględnt jednego z biegunów, l- odległość łądunków.)

μ=[C*m, kulombometr]; [D, Debaj, jednostka pozaukładowa, 1D=3,333*10^-30 C*m]

Cząsteczka niepolarna(apolarna) gdy moment dipolowy=0

Kwantowe teorie wiązania chemicznego:

2.Teoria orbitali molekularnych(cząsteczkowych)

Cząsteczka-układ złożony z atomów np. AB=A+B

1.Stan każdego z atomów-w stanie podstawywym przed utworzeniem cząsteczki-opisany funkcjami falowymi ψ_A, ψ_B

2.Po zbliżeniu się atomów do siebie na odpowiednią odległość każde z jąder działa przyciągająco na elektrony ze wszystkich atomów powodując: -przemieszczanie się,-nałożenie ich chmur elektronowych

3.Elektrony atomów tworzących cząsteczkę stają się nierozerwalne tworząc jeden wspólny orbital molekularny(cząsteczkowy) obejmujący wszystkie jądra atomowe.

4.Orbital molekularny jest liniową kombinacją orbitali atomowych.

ψ_AB= C_A*ψ_A+C_b*ψ_B

Warunki tworzenia się orbitali atomowych:

1. muszą mieć porównywalną energię.

2. Muszą się nakłądać, im pokrywanie pełniejsze, tym wytworzone wiązania są mocniejsze.

3. Muszą wykazywać taką samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra cząsteczki.

Liczba tworzących się orbitali molekularnych jest równa liczbie nakłądających się orbitali atomowych: np. z nałożenia się 2 orbitali atomowych powstają 2 orbitale molekularne:

-wiążący ψ_AB⁺ o energii niższej

-antywiążący ψ_AB^- o energii wyższej

z nałożenia się 3 orbitali atomowych powstają 3 orbitale molekularne:

-wiążący, -antywiążący, -niewiążący.

Typy orbitali molekularnych(wiązań)

Rzad wiązania(RW)-liczba par elektronów na orbitalach wiążących minus(-) liczba par elektronów na orbitalach antywiążących lub RW=1/2(liczba elektronów na orbitalach wiążących - liczba elektronów na orbitalach antywiążących)

Cząsteczki homojądrowe(diagramy energetyczne dla H₂,O₂, N₂,F_2, CO)

3.Teoria wiązań walencyjnych-utworzenie wiązania chemicznego obejmuje kilka etapów w tym:

1)wzbudzenie atomu(m.in. rozparowywanie elektronów)

2)tworzenie się nowych orbitali tzw. zhybrydyzowanych(wymieszanych) przez kombinacje orbitali atomowych.

Powstające orbitale zhybrydyzowane posiadają: - jednakową energię i kształt, - określony kierunek przestrzenny.

3)Nakładanie się orbitali zhybrydyzowanych z innymi orbitalami (atomowymi, zhybrydyzowanymi) prowadzące do utworzenia się orbitalu molekularnego(cząsteczkowego) tj.wiązanie chemiczne σ, π