2. Budowa cząsteczki. Wiązania chemiczne. Polarność

Tworzenie się wiązań w cząsteczkach

Elektronowa teoria wiązania chemicznego zakłada, że atomy dążą do uzyskania konfiguracji helowca położonego najbliżej w układzie okresowym, czyli do uzyskania oktetu lub dubletu elektronów walencyjnych.

Orbital cząsteczkowy (czyli funkcja falowa opisująca stan elektronu w cząsteczce) powstaje z orbitali atomowych, które spełniają 3 warunki: mają porównywalną energię, ich kontury wykazują tę samą symetrię w stosunku do osi łączącej jądra obu atomów i wzajemnie się nakładają. Matematycznie orbital cząsteczkowy jest kombinacją liniową orbitali atomowych. Dwa orbitale atomowe nakładając się dają dwa orbitale cząstkowe, jeden o energii niższej niż orbitale wyjściowe (orbital wiążący), drugi o energii wyższej (orbital antywiążący). Przestrzeń odpowiadająca orbitalowi cząsteczkowemu tworzy się przez nałożenie odpowiednich konturów orbitali atomowych zajmowanych przez elektrony walencyjne. Gdy nałożą się orbitale: s i s, s i p_x, p_y i p_y (oznaczenia osi układu współrzędnych – rys. niżej) tworzy się orbital molekularny typu s, odpowiadający wiązaniu typu s - w którym największe prawdopodobieństwa napotkania elektronów występuje w przestrzeni między jądrami atomów. Gdy nałożą się orbitale p_z-p_z lub p_x-p_x powstaje orbital molekularny typu p odpowiadający wiązaniu typu p orbitale nakładają się ,,bokami” i największe prawdopodobieństwa napotkania elektronów występuje w przestrzeni nad i pod osią łączącą jądra obu atomów.

Gdy w cząsteczce występuje wiązanie wielokrotne, zawsze jedno z tych wiązań to wiązanie s, a pozostałe p. Wiązania s mogą również powstać w wyniku czołowego nałożenia się orbitali hybrydyzowanych, natomiast wiązania p powstają jedynie w wyniku bocznego nałożenia się orbitali p_x lub p_y.

Wiązania łączące oba atomy sąsiadujące ze sobą to wiązania zlokalizowane (dwucentrowe). Wiązania obejmujące kilka atomów noszą nazwę zdelokalizowanych (wielocentowych) – np. wiązanie p (sekstet elektronowy) w cząsteczce benzenu.

Przewidywanie kształtu cząsteczek

1. Hybrydyzacja

Czasem w celu wyjaśnienia kształtu cząsteczki wprowadza się tzw. Orbitale hybrydyzowane. Orbitale hybrydyzowane powstają przez matematyczne przekształcenie funkcji odpowiadających orbitalom atomowym różnych typów, należących do tego samego atomu. Mają one taką samą energię, a ich kontury mają taki sam kształt, lecz są różnie ułożone w przestrzeni.

Kontur pojedynczego orbitalu zhybrydyzowanego (t):

Rodzaje orbitali zhybrydyzowanych powstających ze zmieszania orbitali typu s i p:

sp – dwie hybrydy ułożone liniowo
sp2 – trzy hybrydy skierowane do naroży trójkąta równobocznego, leżące w jednej płaszczyźnie
sp3 – cztery hybrydy skierowane w naroża czworościanu foremnego

2. Metoda VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion – odpychanie się par elektronowych powłoki walencyjnej)

Część elektronów walencyjnych atomów tworzących cząsteczkę bierze udział w tworzeniu wiązań, część pozostaje w postaci tzw. wolnych par elektronowych (są to tzw. pary niewiążące). W wyniku odpychania się, pary te zajmują w przestrzeni położenia jak najbardziej oddalone od siebie. Pary elektronowe tworzące wiązania odpychają się nieco słabiej niż wolne pary elektronowe.

Określenie kształtu cząsteczki AB_x metodą VSEPR:

LH = W + PE

LH – liczba hybryd

W – liczba par elektronów tworzących wiązania, równa liczbie atomów B przyłączonych do atomu centralnego A (w tym przypadku W jest równe x).

PE – liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego A, równa:

½ (liczba elektronów walencyjnych atomu A minus liczba elektronów potrzebnych do uzupełnienia oktetów/dubletów wszystkich atomów B)

Przykład obliczeń:

Dla atomu O w H2O:	LH = 2 + ½ (6-2) = 2 + 2 = 4
Dla atomu N w HN3	LH = 3 + ½ (5-3) = 3 + 1 = 4
Dla atomu C w CH4	LH = 4 + ½ (4-4) = 4 + 0 = 4

Kształt wybranych cząsteczek

Kształt liniowy (hybrydyzacja sp dla wyróżnionego atomu): BeCl₂, CO₂, C₂H₂

Płaskie (hybrydyzacja sp² dla wyróżnionego atomu): BF₃, SO₂, SO₃, C₂H₄

Tetraed: CH4, NH4+, CCl4, SO42-	Hybrydyzacja sp3 dla wyróżnionego atomu
Piramida: NH3, H3O+, PCl3
Płaskie (kształt ,,kątowy”): H2O, H2S

Rodzaje wiązań chemicznych

W cząsteczce istnieją 3 rodzaje wiązań, które często przedstawia się w postaci trójkąta wiązań:

Wiązanie kowalencyjne przy przejściu od fluoru do pierwiasktów wykazujących coraz większy charakter metaliczny, stopniowo przechodzi w wiązanie metaliczne, natomiast gdy jeden z atomów fluoru będziemy stopniowo zamieniać pierwiastkiem o charakterze coraz bardziej metalicznym, wiązanie stopniowo przechodzi w wiązanie jonowe.

1. Wiązanie jonowe – elektron z atomu bardziej elektrododatniego zostaje przeniesiony do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Tworzą się jony, które przyciągają się elektrostatycznie. Wiązanie występuje gdy D_eluj≥1,7.

2. Wiązanie kowalencyjne, które może występować w odmianach:

· Wiązania atomowe (kowalencyjne) – tworzy się w cząsteczkach homojądrowych i polega na uwspólnieniu pary (par) elektronowych). Elektrony tworzące wiązanie należą w tym samym stopniu do obu atomów.

· Wiązanie atomowe spolaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane) – wspólna, wiążąca para elektronowa przesunięta w stronę atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

· Wiązanie koordynacyjne – para elektronów tworzących wiązanie pochodzi od jednego atomu, np. jedno z wiązań w jonie NH₄⁺

3. Wiązanie metaliczne – elektrony walencyjne wszystkich atomów metalu tworzą gaz elektronowy – luźno związane elektrony swobodne, poruszające się w obrębie sieci krystalicznej metalu.

Wiązanie wodorowe – powstaje pomiędzy cząsteczkami, w których atomy wodoru są związane z silnie elektroujemnymi atomami – F, O, N (rzadziej Cl, S) np. w H₂O. Atom wodoru zajmuje wówczas pozycję pomiędzy 2 elektroujemnymi atomami należącymi do dwóch różnych cząsteczek.

Polaryzacja wiązań

W cząsteczkach tworzonych przez atomy o różnej elektroujemności ładunek elektryczny rozkłada się nierównomiernie, atom bardziej elektroujemny gromadzi ładunek ujemny, zaś drugi atom staje się biegunem dodatnim. Cząsteczka staje się dipolem. Miarą przesunięcia ładunku elektrycznego między atomami jest moment dipolowy wiąznia. Suma wektorowa momentów dipolowych wiązań daje moment dipolowy cząsteczki. Cząsteczki homojądrowe i cząsteczki o strukturze o wysokiej symetrii i mają moment dipolowy równy zero – są niepolarne.

Właściwości związków o budowie jonowej

- tworzą struktury krystaliczne o różnorodnych sieciach przestrzennych, gdzie poszczególne jony połączone są silnymi wiązaniami jonowymi

- stopione dobrze przewodzą prąd elektryczny, w stanie stałym są złymi przewodnikami

- maja wysokie temperatury topnienia

- dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, np. w wodzie

- należą do nich m.in. halogenki i tlenki litowców i berylowców

« poprzednia		następna »