Wyklad IX, chemia ogólna


IX. Wiązania chemiczne w cząsteczkach wieloatomowych

IX.1. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja
orbitali atomowych.

Atom danego pierwiastka może tworzyć wiązania kowalencyjne z innym atomem lub atomami za pośrednictwem elektronów walencyjnych o nie sparowanych spinach. Na szóstym wykładzie wyjaśniliśmy, dlaczego atom węgla, który w stanie podstawowym ma konfigurację elektronową 1s22s22p2 z dwoma elektronami walencyjnymi o niesparowanych spinach, jest mimo to zdolny do utworzenia czterech wiązań atomowych typu σ w wyniku hybrydyzacji sp3 jego orbitali atomowych, mianowicie orbitalu 2s i trzech orbitali 2p. Hybrydyzacja, czyli „wymieszanie” orbitali atomowych, jest podstawowym pojęciem w teorii wiązań walencyjnych (VB - Valence Bond Theory).

Teoria wiązań walencyjnych dotyczy nie tylko orbitali atomowych węgla, ale również orbitali w atomach innych pierwiastków.

Zgodnie z tą teorią, hybrydyzacja orbitali atomowych odbywa się zgodnie z następującymi zasadami:

Jak już to powiedziano wcześniej, elektrony walencyjne w atomach pierwiastków bloków s
i p są zlokalizowane na ostatniej powłoce elektronowej, a w atomach pierwiastków bloku d na ostatniej i przedostatniej powłoce elektronowej.

Z tego powodu w hybrydyzacji mogą uczestniczyć nie tylko orbitale atomowe s i p, ale również orbitale d. Orbitale p i d nieobsadzone elektronami (tj. puste) również mogą być zaangażowane
w procesie tworzenia orbitali zhybrydyzowanych.
Na zamieszczonych poniżej rysunkach przedstawiono geometrie i orientacje płaskie lub przestrzenne niektórych typów orbitali zhybrydyzowanych. Najczęściej spotykane typy hybrydyzacji scharakteryzowano w tabeli 1.

0x01 graphic

Rys. 1. Hybrydyzacja digonalna (liniowa) sp

0x01 graphic

Rys. 2 . Hybrydyzacja trygonalna sp2

0x01 graphic

Rys. 3. Hybrydyzacja tetraedryczna sp3

0x01 graphic

Rys. 4. Hybrydyzacja:

a) dsp2 - tetragonalna (kwadratowa), płaska;

b) d2sp3- oktaedryczna;

u dołu rysunku: dz2sp3 i dx2-z2sp3 - piramida tetragonalna

Tabela 1. Zależność między typem hybrydyzacji a konfiguracją orbitali hybrydyzowanych

Liczba orbitali

Typ hybrydyzacji

Konfiguracja

2

2

3

3

3

3

4

4

4

4

5

5

5

5

5

5

6

7

8

sp

sd

sp2

dp2

d2s

d3

sp3

d3s

dsp2

d2p2

dsp3

d3sp

dsp3

d2sp

d4s

d4p

d2sp3

sp3d3

sp3d4

digonalna, liniowa

digonalna, liniowa

trygonalna, płaska

trygonalna, płaska

trygonalna, płaska

trygonalna, płaska

tetraedryczna

tetraedryczna

tetragonalna, płaska

tetragonalna, płaska

bipiramida trygonalna

bipiramida trygonalna

piramida tetragonalna

piramida tetragonalna

piramida tetragonalna

piramida tetragonalna

oktaedryczna

bipiramida pentagonalna

dodekaedr

Konfiguracja zhybrydyzowanych orbitali atomowych danego pierwiastka wyznacza jednoznacznie strukturę geometryczną cząsteczek jego związków lub jonów.


0x01 graphic

Rys. 5. Hybrydyzacja dsp3 w cząsteczce PCl5 o strukturze bipiramidy trygonalnej

IX.2. Wiązanie koordynacyjne

Wiązanie koordynacyjne jest szczególnym przypadkiem wiązania atomowego. Pojedyncze wiązanie koordynacyjne jest wiązaniem σ, ale mechanizm jego powstawania między atomami A i B w cząsteczce lub jonie jest nieco inny niż rozważany dotychczas. Wiązanie to powstaje wtedy, gdy jeden z tych atomów jest dawcą, czyli donorem wiążącej pary elektronów, natomiast drugi atom mający pusty, łatwo dostępny orbital staje się jej akceptorem. Rozpatrzmy np. amoniak, NH3, którego cząsteczki mają kształt piramidy trygonalnej. Atom azotu ma pięć elektronów walencyjnych obsadzających w tym związku cztery orbitale zhybrydyzowane sp3. Trzy elektrony walencyjne atomu azotu tworzą trzy wiązania σ z atomami wodoru, zatem niewiążąca, tzw. wolna para elektronów walencyjnych atomu azotu może być zaangażowana w utworzenie czwartego wiązania σ
z takim atomem lub jonem, który ma pusty orbital, np. jonem H+, który ma pusty orbital 1s. Istotnie,
w wodnych roztworach amoniaku zachodzi reakcja amoniaku z jonami wodorowymi:

NH3 + H+ = NH4+

Jon amonowy, NH4+, ma strukturę tetraedryczną
z czterema wiązaniami N-H typu σ o jednakowej długości. O atomie azotu w jonie amonowym mówimy, że jest atomem centralnym i ma liczbę koordynacji 4, ponieważ jest otoczonym przez cztery atomu wodoru.

Cząsteczka wody może być donorem jednej
z wolnych par elektronów zlokalizowanych na atomie tlenu, a jej akceptorem może być jon metalu mający dostępne, nieobsadzone elektronami (puste) orbitale zhybrydyzowane, np. kation Co2+
o hybrydyzacji oktaedrycznej sp3d2. W wodnych roztworach soli Co(II) zachodzi reakcja:

0x01 graphic

Produktem tej reakcji jest kation, określanym mianem kationu kompleksowego lub kompleksu,
w tym przypadku akwakompleksu Co(II), którego pełna nazwa według obowiązującej nomenklatury brzmi: heksaakwakobalt(II). Jon kobaltu(II) jest atomem centralnym w tym oktaedrycznym kompleksie, a ze względu na liczbę związanych, czyli skoordynowanych cząsteczek wody za pośrednictwem sześciu wiązań σ, ma liczbę koordynacji równą 6.

Wiązania koordynacyjne powstają bardzo często w reakcjach jonów metali z innymi donorami par elektronowych, które mogą być zarówno elektroobojętnymi cząsteczkami różnych związków nieorganicznych, np. amoniaku, tlenku węgla CO, lub anionami, np. anionami F-, Cl-. Wspomniane reakcje nazywamy reakcjami kompleksowania, a ich produkty mogą być kompleksowymi kationami, np. Cu(NH3)42+, kompleksowymi anionami, np. FeF63-, lub kompleksowymi cząsteczkami, np. [Pt(NH3)2Cl2]. Donorami par elektronowych mogą być również cząsteczki wielu związków organicznych, np. aminy, lub aniony rożnych kwasów organicznych. Donory par elektronowych określa się ogólnym mianem ligandów. W powstałych kompleksach mogą występować nie tylko wiązania σ, ale również wiązania π, np. wiązania σ i π występują
w kompleksach metali z tlenkiem węgla, tzw. karbonylkach, np. Cr(CO)6. Wiązania π mają istotne znaczenie dla kompleksów niektórych metali
z benzenem, np. Cr(C6H6)2. Kompleks ten ma strukturę sandwiczową (rys. 6) i dzięki wiązaniom π jest bardzo trwały.

0x01 graphic

Rys. 6. Kompleks Cr(C6H6), dibenzochrom(0), o strukturze sandwiczowej



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Wyklad VI, chemia ogólna
Wyklad XI, chemia ogólna
Wykład IV, chemia ogólna
Wyklad VIII, chemia ogólna
Cząsteczka (VB), CHEMIA, semestr 1, chemia ogólna, wykłady
Chemia ogolna wyklady 5 6 2012 Nieznany
Wykład 3. Reakcje chemiczne, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Chemia ogólna wykład 2 2012
Zakres materiału obowiązujący na II kolokwium wykładowe, Chemia ogólna i nieorganiczna, giełdy
Wyklad 6. Uklad okresowy pierwiastkow, pwr biotechnologia(I stopień), I semestr, Chemia ogólna
Wyklad 11a. Elektrolity, pwr biotechnologia(I stopień), I semestr, Chemia ogólna
Wyklad 11b. Elektrolity - cd., pwr biotechnologia(I stopień), I semestr, Chemia ogólna
Wyklad 12. Reakcje jadrowe, pwr biotechnologia(I stopień), I semestr, Chemia ogólna
Wykład 5. Elektronowa struktura atomu, chemia, CHEMIA OGÓLNA -Walkowiak- (WPC 1002w) DOC
Chemia ogólna wykład 4 2012
Chemia ogólna wykład 7 2012
Slownik ChemLab, Studia, Chemia ogólna wykład

więcej podobnych podstron