POWRÓT

Nauka o materiałach

Materia i jej składniki


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Strukturalne składniki atomów
Wiązania między atomami
Rodzaje wiązań

 

Strukturalne składniki atomów

   

    Współczesny stan wiedzy o budowie materii przyjmuje, że atom zbudowany jest z jądra, w którego niezwykle małej objętości skupiona jest niemal cała masa atomu, oraz elektronów znajdujących się w stosunkowo dużej przestrzeni otaczającej jądro. Elektrony i jądra atomowe posiadają ładunki elektryczne. Elektrony obdarzone są ładunkiem ujemnym a jądra ładunkiem dodatnim. Taki model atomu zaproponował Rutherford po doświadczeniach jakie przeprowadził w 1911 roku.
    Doświadczenie polegało na bombardowaniu cienkiej folii ze złota strumieniem szybko pędzących cząstek i na badaniu stopnia rozproszenia cząstek w funkcji grubości folii. Rozpraszanie cząstek rejestrowano na ekranie z siarczku cynku.
Rutherford badając procesy rozpraszania cząstek przechodzących przez cienką folię metalową doszedł do przekonania, że prawie cała masa atomu skupiona jest w bardzo małym dodatnio naładowanym jądrze atomowym a elektrony krążą w odległej chmurze. Otaczające to jądro elektrony wyznaczały całkowity rozmiar atomu. Obraz atomu, który ustalono na podstawie tego doświadczenia, jest niezwykły.
Rzeczywiste rozmiary atomów i jego części składowych podaje tabela 2.1

Nazwa

Promień (m)

Masa

Atom

ok. 10-10

różna w zależności od pierwiastka

Jądro

ok. 10-15

ok. 99,9% masy atomu

Elektron

tworzą chmurę o promieniu równym promieniowi atomu

ok. 0,1% masy atomu

    Elektrony oznaczane są symbolem e-, protony symbolem p a neutrony symbolem n. Znak minus przy symbolu elektronu (e-) oznacza, że posiadają one ładunek ujemny. Ujemny ładunek elektronów jest równoważony przez dodatni ładunek protonów znajdujących się w atomie a to oznacza, że atom jest elektrycznie obojętny.
    Masa elektronu wynosi me = 1/1823 masy protonu i posiada rzeczywisty ujemny ładunek elementarny, który w jednostkach układu SI ma wartości -1.602 x 10-19(C). Dla wygody przyjęto, że elektron ma ładunek -1. Podobnie postąpiono z protonem, którego ładunek elementarny w jednostkach układu SI ma wartość +1.602 x 10-19(C) a w naszych oznaczeniach +1.
Z powyższego wynikają wnioski:

  • masy protonu i neutronu są prawie identyczne,
  • w jądrze (protony plus neutrony) skupiona jest prawie cała masa atomu
  • elektrony które równoważą dodatni ładunek protonów mają masę równą tylko 0.05% całej ich masy

    Współcześnie znanych jest 118 pierwiastków, z których 88 występuje w przyrodzie w łatwo wykrywalnych ilościach. Kilka następnych otrzymano za pomocą reakcji jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości, a ostatnich kilka pierwiastków, jak dotychczas, otrzymano w najmniejszej nie dającej się oznaczyć ilości, lecz pomimo to ich chemiczna indywidualność została jednoznacznie udowodniona. Wszystkie pierwiastki pogrupowane są w tablicy nazywanej "Układem okresowym pierwiastków".


Układ okresowy pierwiastków

    W atomie, w stanie podstawowym elektrony przyjmują ściśle okreslone wartości energii obsadzając powłoki i podpowłoki. Elektrony o zbliżonych energiach zajmują w atomie jedną powłokę a jeżeli różnią się energią to zajmują różne powłoki. Zapełnianie powłok elektronami następuje od powłok najbliżej położonych jądra, tj. powłoki 1, dalej 2, itd.
    Na zewnętrznej ostatniej powłoce znajdują się elektrony słabo związane z jądrem atomu. Elektrony te nazywamy elektronami walencyjnymi.
    Analiza widm atomów oraz zastosowanie zasad mechaniki kwantowej do wyjaśnienia budowy powłok elektronowych wykazały, że elektrony zajmujące określone poziomy energetyczne wykazują niewielkie różnice energii i są rozmieszczone na podpowłokach. Podpowłoka najniższego poziomu energetycznego ma oznaczenie s a kolejne według wzrastającej energii p, d i f.
    Znając ilość elektronów w atomie, kolejność zapełniania powłok i ich maksymalną pojemność, jesteśmy w stanie zbudować modele atomów Przykładem jest tabela zamieszczona niżej w której pokazane są konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków układu okresowego.

Konfiguracje elektronowe pierwiastków

Numer grupy
Okres

1

2

13

14

15

16

17

18

1

1H
1s1

 

 

 

 

 

 

2He
s2

2

3Li
1s22s1

4Be
1s22s2

5B
1s22s22p1

6C
1s22s22p2

7N
1s22s22p3

8O
1s22s22p4

9F
1s22s22p5

10Ne
1s22s22p6

3

11Na
1s22s22p63s1

12Mg
1s22s22p63s2

 

 

 

 

 

 

Do góry


 

Wiązania między atomami

   

Wyróżnia się kilka typów wiązań chemicznych, a mianowicie:

  • wiązanie jonowe czyli elektrowalencyjne
  • wiązanie atomowe czyli kowalencyjne
  • wiązanie metaliczne
  • siły międzycząsteczkowe.

Do wiązania atomowego zalicza się również:

  • wiązanie pośrednie czyli atomowe splaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane)
  • wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne)

Pozostałe wiązania - siły międzycząsteczkowe to:

  • wiązanie wodorowe
  • wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie siłami van der Waalsa

Do góry


 

Rodzaje wiązań

   


Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne) - sieci jonowe

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością

W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych, które w stanie stałym tworzą sieć jonową. Powszechnie znanym przykładem wiązania jonowego jest wiązanie między jonem sodu i jonem chloru w chlorku sodowym Na+Cl- lub między jonami magnezu i chloru w chlorku magnezu Cl-Mg2+Cl-.
Poniżej przykłady przedstawiające mechanizm tworzenia wiązania jonowego w cząsteczkach NaCl


Atom sodu (Na) oddaje elektron i staje sie kationem (Na+).
Na (2,8,1) - e- ---> Na+ (2,8)

W czasie zbliżenia się atomów następuje całkowite przejście elektronów walencyjnych od atomu mniej elektroujemnego do atomu bardziej elektroujemnego.


Atom chloru (Cl) przyjmuje elektron i staje sie anionem (Cl-).
Cl (2,8,7) + e- ---> Cl- (2,8,8)



Siły elektrostatycznego przyciągania utrzymują w trwałości cząsteczkę.

Powstają jony, które przyciągają się siłami elektrostatycznego przyciągania. Każdy z jonów jest w stanie przechwycić z otoczenia jony o przeciwnym znaku. Jeżeli nie wystąpi oddziaływanie czynników zewnętrznych i jony nie mogą przemieszczać się tworzą sieć krystaliczną. W takiej sieci krystalicznej nie ma cząsteczek a są rozmieszczone w przestrzeni jony.

Związki tworzące sieci jonowe składają się zatem z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni a siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych.


Struktura kryształu NaCl.

Rysunek przedstawia strukturę chlorku sodowego w którym każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi i nie można rozróżnić, który z jonów sodu do którego z jonów chloru należy i na odwrót. Cały kryształ można tu traktować jako jedną makrocząsteczkę.Siły działające w układach o wiązaniu jonowym są znaczne, toteż temperatura topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo wysoka. "Całkowita" wymiana elektronów jest możliwa tylko między atomami znacznie różniącymi się elektroujemnościami.

Podobny przebieg ma reakcja tworzenia cząsteczki tlenku magnezu MgO.

2Mg + O2 ----> 2 MgO

W podanych przykładach konfigurację oktetową osiąga się przez przesunięcie elektronu(ów) od mniej do bardziej elektroujemnego atomu.
Przykładowo w NaCl jon sodu osiąga konfigurację helowca występującego przed nim w układzie okresowym neonu, a jon chloru - konfigurację helowca występującego po nim w układzie okresowym - argonu. Podobnie w cząsteczce MgO.

Typowymi związkami jonowymi są halogenki, tlenki oraz siarczki litowców i berylowców. Z wiązaniem jonowym spotykamy się również w cząsteczkach soli kwasów tlenowych, które występuje między kationem metalu a anionem reszty kwasowej. Charakterystyczne dla związków chemicznych o budowie jonowej jest przewodzenie prądu elektrycznego po stopieniu lub rozpuszczeniu w wodzie.


Wiązanie atomowe (kowalencyjne)

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności

Podobnie jak w wiązaniu jonowym, wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego.
Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2 itp.
Przykładem jest wodór dla którego pojedyńczy atom ma jeden elektron.
Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. Każdy atom wodoru "wykorzystuje" wspólnie dwa elektrony i z tego powodu cząsteczka wodoru jest uboższa energetycznie niż dwa oddzielne atomy a konfiguracja elektronowa staje podobna do konfiguracji helu; toteż, aby rozbić cząsteczkę wodoru na atomy, należy doprowadzić do niej pewną ilość energii.
W podobny sposób powstają cząsteczki chloru, bromu, jodu i innych.




Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru.




Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce chloru.

Pary elektronowe można oznaczać również kreskami. Otrzymuje się wówczas klasyczne wzory strukturalne cząsteczek, np.:

H2   H--H,        Cl2   Cl--Cl

Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu noszą nazwę wolnych elektronów.
Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązania podwójne lub potrójne.




Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce azotu.

Odpowiednio dla tlenu wiązanie w cząsteczce tlenu możemy przestawic schematem


Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce tlenu.

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych elektronów.
Zgodnie z elektronową teorią wiązań, wiązanie jonowe i atomowe stanowi dwie skrajne możliwości wytworzenia wiązania i usytuowania wiążącej pary elektronowej. W wiązaniu jonowym para elektronowa całkowicie jest przesunięta do atomu bardziej elektroujemnego.
W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej odległości od jąder atomów tworzących wiązanie.


Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.

Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.
Wspólna para elektronowa w cząsteczce H-Cl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu chloru. Tak spolaryzowane wiązanie atomowe przedstawiamy w następujący sposób:

Strzałka pokazuje kierunek przesuniecia pary elektronowej




Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego w cząsteczce chlorowodoru.

Znany jest przybliżony związek między elektroujemnością a udziałem charakteru jonowego pojedyńczego wiązania między atomami A i B. Związek taki przedstawiono w tablicy 1.

Tablica 1

Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy elektroujemności

Różnica elektroujemności

% udział wiązania jonowego

Różnica elektroujemności

% udział wiązania jonowego

0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
1,2
1,4
1,6

1
4
9
15
22
30
39
47

1,8
2,0
2,2
2,4
2,6
2,8
3,0
3,2

55
63
70
76
82
86
89
92

Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny.
Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.
Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy m

m = q * l

gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami ciężkości " odmiennych ładunków.

Wartości momentów dipolowych przedstawiono w tablicy 1.

Tabela 1

Substancja

Moment dipolowy
m [10-30C*m]

C6H6
CCl4
CH4(ciekły)
NH3
CO
CO2
H2O
HCl 
CH3Cl

0 
0 
0 
4,908 
0,366 
0 
6,186 
3,698 
6,311

Opisane wcześniej typy wiazań chemicznych tłumaczą łączenie się atomów i jonów w cząsteczki w stanie stałym, ciekłym i gazowym, natomiast nie tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo atomy helowców. To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się występowaniem sił przyciągania i odpychania, które noszą nazwę oddziaływań miedzycząsteczkowych. Istnieją trzy główne typy oddziaływań międzycząsteczkowych, tj. sił van der Waalsa, wiązanie wodorowe i oddziaływania jon-jon. Całkowita siła działająca między dwiema cząsteczkami jest sumą tych trzech oddziaływan. Okazuje się, że w niektórych przypadkach oddziaływania tego rodzaju są na tyle duże, że decydują o niektórych właściwościach substancji. Przykładem jest woda, która w warunkach normalnych jest cieczą. Pytanie - a dlaczego jest cieczą a nie gazem lub ciałem stałym?
Z jednym z tych oddziaływań zapoznaliśmy się. Było to oddziaływanie jon-jon, opisane jako wiązanie jonowe (sieci jonowe).

Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe)

To, że każdą substancję możemy skroplić, jest dowodem że między atomami i cząsteczkami występują przyciągające oddziaływania. Przykładem takiego przyciągania jest oddziaływanie występujące między atomami gazów szlachetnych, które umożliwia ich kondensację. Ten rodzaj oddziaływania nosi nazwę sił van der Waalsa i jest to jedyny rodzaj przyciągania między atomami gazów szlachetnych i między cząsteczkami niepolarnymi.

W tablicy 2 podane są przykłady atomów gazów szlachetnych pomiędzy którymi działają jedynie siły van der Waalsa utrzymując je razem.

Tablica 2

Siły van der Waalsa i temperatury wrzenia niektórych helowców

Pierwiastek

erg * cm6

Temperatura wrzenia
(kcal/mol)

He

1,2

-269oC

Ar

52,0

-185oC

Xe

217,0

-108oC

Wielkość tych sił podawana jest w jednostkach erg * cm6. Dla porównania podano także temperatury wrzenia odpowiednich pierwiastków. Z przedstawionych w tabeli danych widać, że wzrost sił van der Waalsa powoduje wzrost temperatury wrzenia helowców.

Schemat powstawania wiązania van der Waalsa

Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w czasteczkach. A konkretnie polegają one na przyciąganiu się szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli.
W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

Siły dyspersyjne działają jedynie wtedy, gdy cząsteczki znajdują się bardzo blisko siebie, tak że prawie się stykają.

Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiazania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia
Jest to spowodowane większą liczbą elektronów w cząsteczce, czemu odpowiadają większe fluktuacje ładunków cząstkowych uwarunkowane oscylowaniem elektronów między różnymi położeniami. Daje się to zauważyć wśród cząsteczek fluorowców. I tak atom wodoru F2 ma tylko 9 elektronów, fluktuacje w tej chmurze elektronowej są małe i oddziaływania międzycząsteczkowe są tak słabe, że gazowy fluor wrze w temperaturze -188oC. W atomie takim jak brom Br2 mamy 35 elektronów, fluktuacje są zdecydowanie większe a efektem tego jest zmiana temperatury wrzenia, która dla bromu wynosi 59oC.
Siła oddziaływań van der Waalsa zależy również od kształtu cząsteczki. Daje się to zauważyć w różnicach temperatur wrzenia cząsteczek związków organicznych. Przykładem jest cząsteczka o wzorze C5H12, która może mieć kształt liniowy i silnie rozgałęziony. Wydaje się, że związki te powinny mieć jednakowe temperatury wrzenia. Okazuje się jednak, że struktura liniowa ma wyższą temperaturę wrzenia jak rozgałęziona. Różnicę tłumaczy się oddziaływaniem sił van der Waalsa, które są większe przy strukturze liniowej, ponieważ cząsteczki mogą ściślej przylegać do siebie.
Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.


Do góry


 

Wiązanie wodorowe

   

W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu uniwersalnego wystepują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich wiązanie wodorowe.

O istnieniu tego rodzaju wiązania świadczą wyjątkowo wysokie temperatury wrzenia wody, amoniaku i fluorowodoru. Jest ono utworzone przez atom wodoru położony między dwoma małymi, silnie elektroujemnymi atomami zawierającymi wolne pary elektronowe. Donorami wolnych par elektronowych w szczególności atomy N, O i F. Wiązanie wodorowe oznacza się kropkami, by odróżnić je od prawdziwego wiązania kowalencyjnego, np. we wzorze;

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

Schemat powstawania wiązania wodorowego

Aby zrozumieć powstawanie wiązania wodorowego, posłużymy się cząsteczką wody w której mamy silnie spolaryzowane wiązanie O-H. Elektroujemny atom O silnie przyciąga elektrony wiązania, co powoduje, że atom H uzyskuje duży cząstkowy ładunek dodatni. Dodatnio naładowany atom wodoru jest silnie przyciągany przez jedną z wolnych par elektronowych atomu O sąsiedniej cząsteczki wody. W wyniku silnego oddziaływania wolnej pary elektronowej o ładunku ujemnym i cząstkowego ładunku dodatniego powstaje wiązanie.
Wiązania wodorowe mogą tworzyć się pomiędzy różnymi cząsteczkami. Takie wiązanie nosi nazwę międzycząsteczkowego wiązania wodorowego. Przykładem mogą być wiązania tworzące się pomiędzy już opisanymi cząsteczkami wody.
Ten typ wiązania wpływa, między innymi na wartość temperatury wrzenia (rys.13), temperatury topnienia oraz rozpuszczalności.


Porównanie temperatur wrzenia związków wodoru z pierwiastkami
rodziny głównej 4-7.

W wielu przypadkach jest ono silniejsze niż oddziaływania międzycząsteczkowe innych typów. Energia wiązania wodorowego zawiera około 1/10 energii wiązania kowalencyjnego, ale ponieważ w wielu strukturach występuje wiele wiązań wodorowych, w sumie mają one dużą wartość energetyczną.
Okazuje się również, że wiązania wodorowe odgrywają znaczącą rolę w budowie przestrzennej białek. To min.dzięki występowaniu wiązania wodorowego zawdzięczamy trwałość struktur białkowych. Tak samo drzewa stoją dzięki obecności wiązań wodorowych pomiędzy długimi łańcuchami cząsteczek celulozy. Łańcuchy cząsteczek celulozy (zawierają wiele grup -OH) mogą tworzyć ze sobą wiele wiązań wodorowych. Wynikiem takiego oddziaływania jest odpowiednia wytrzymałość drewna. Tak samo wiązanie wodorowe łączy ze sobą cząsteczki DNA, które są kluczem do zrozumienia istoty podziału komórek i wzrostu żywych organizmów.

Fakt wystepowania wiązania wodorowego pomiędzy cząsteczkami wody, warunkuje jej szczególne właściwości, które umożliwiają istnienie życia na Ziemi. Wiązania te silnie łączą ze sobą cząsteczki wody, co powoduje, że woda ma znacznie wyższą temperature wrzenia, niż wskazywałyby na to obliczenia. Wiązanie wodorowe utrzymuje cząsteczki wody w pewnej odległości od siebie, gdy woda krzepnie, tworząc lód; w rezultacie, lód ma mniejszą gęstość niż ciekła woda i pływa po powierzchni. Woda zawdzięcza również wiązaniu wodorowemu dużą pojemnść cieplną, co znacznie łagodzi klimat na Ziemi, ponieważ wielkie masy wody znajdujące się w oceanach powoli nagrzewają się i powoli stygną.

W tablicy 3 podano przykłady energi wiązania wodorowego.

Tabela

Energia wiazań wodorowych

Wiązanie wodorowe

Energia w kJ/mol

O-H...O

12,5 - 33,4

O-H...N

16,7 - 29,3

N-H...O

12,5 - 16,7

N-H...N

5,4 - 20,9

F-H...F

20,9 - 33,4

Do góry


 

Wiązanie metaliczne

   

 

W życiu codziennym rozpoznajemy metale po ich charakterystycznych cechach zewnętrznych. W temperaturze pokojowej są to ciała stałe o dużej wytrzymałości, mające specyficzny połysk, nie przepuszczające światła, plastyczne (tzn. kowalne) oraz dobrze przewodzące ciepło i prąd elektryczny. Te pozornie niezależne od siebie właściwości mają wspólne podłoże na szczeblu atomowym: elektrony w zewnętrznych powłokach atomów metali (elektrony walencyjne) są bardzo słabo związane z resztą atomu - tworzą gaz elektronowy. Obecność tego gazu jest z kolei, podstawą wiązań międzyatomowych metalu.

Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną.

Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.

Mechanizm powstawania wiązania metalicznego wyjaśnimy na przykładzie atomu metalu o jednym elektronie walencyjnym, np. atomu sodu. Atom sodu w stanie podstawowym ma następującą konfigurację elektronową Na - 1s22s22p63s1. Z takiego zapisu wynika, że elektron walencyjny (3s1) otacza chmurą elektronową jon sodu Na+, składający się z jądra i silnie z nim związanych pozostałych elektronów w powłokach 1s, 2s, 2p. Jeżeli przez zbliżenie dwóch atomów sodu utworzymy cząsteczkę Na2, elektrony walencyjne (dzięki słabemu wiązaniu z atomem macierzystym ) będą się swobodnie poruszać "na terenie" całej cząsteczki.
Podobnie, jeżeli zbliżymy do siebie większą ilość atomów, tworząc w ten sposób kryształ sodu, elektrony walencyjne nie pozostaną zlokalizowane przy "swoich" atomach, lecz będą się poruszać w objętości całego kryształu. Tak więc metal (sód) składa się z sieci dodatnich jonów, zanurzonych w gazie swobodnie poruszających się elektronów walencyjnych, które straciły bezpośredni związek z atomami macierzystymi i stanowią niejako wspólną własność wszystkich jonów równocześnie.

Rys.10 Schemat powstawania wiazania metalicznego

Ten gaz elektronowy tworzy rodzaj kleju przenikającego przestrzeń międzyjonową, który przez oddziaływanie elektrostatyczne "wciąga" w siebie dodatnie jony, gęsto je przez to upakowując. Takie wzajemne przyciąganie jonów i i gazu elektronowego stanowi istotę wiązania metalicznego.
Przedstawiony model powstawania wiązania metalicznego jest w zasadzie zgodny z rzeczywistością ale nie wyjaśnia w pełni w właściwości elektrycznych metali, półprzewodników i izolatorów. Pełne wyjaśnienie istoty tych zjawisk możemy uzyskać na gruncie praw mechaniki kwantowej, która zakłada istnienie w krysztale poziomów elektronowych i odpowiadających im pasm stanów energetycznych.

Najwyższe zapełnione pasmo energetyczne nosi nazwę pasma walencyjnego V, następne, położone wyżej (nie zapełnione), pasma przewodnictwa L.
Jeżeli pasmo walencyjne i pasmo przewodnictwa mają zbliżone energie (nakładają się), wtedy substancja może przewodzić prąd elektryczny. Przykładem są różnego rodzaju metale.
W przypadku znacznej różnicy energii pomiędzy pasmem walencyjnym i pasmem przewodnictwa, elektrony nie są w stanie przejść do pasma przewodnictwa. Obserwujemy wtedy brak przewodnictwa elektrycznego a sama substancja jest izolatorem. Stanem pośrednim jest stan półprzewodnictwa.


Do góry


 

Podsumowanie wiązań

   

 

Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie odpowiednich wiązań chemicznych tłumaczy się charakterystycznym kwantowo-mechanicznym oddziaływaniem pomiędzy elektronami i jądrami łączących się atomów.

Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy. Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii.
Te trwałości energetycznie osiągają cząsteczki przez utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w wyniku "uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów.
Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi wiązanie, jest energia dysocjacji (energia wiązania), odległość pomiędzy atomami (długość wiązania) oraz kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością. W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych.

W wiązaniu tym konfigurację oktetową osiąga się przez przesunięcie elektronu(ów) od mniej do bardziej elektroujemnego atomu.

Wiązania atomowe powstają również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności.

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.
Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru.

Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują biegunowość. W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny.
Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.
Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy u

Tworzenie wiązania koordynacyjnego Wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Najprostszym przykładem powstawania wiązania koordynacyjnego jest tworzenie się jonu amonowego

Teoria orbitali molekularnychTeoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne.

Teoria wiązań walencyjnych L.Pauling, który wykazał, że nie można traktować orbitali atomowych w cząsteczce w izolacji od siebie bez uwzględnienia ich wzajemnego oddziaływania, jeżeli takie oddziaływanie może doprowadzić do zmniejszenia energii wewnętrznej układu. Paulingowi udało się wykazać, że przez wzajemne "wymieszanie" orbitalu s i orbitalu powstają korzystniejsze dla tworzenia wiązań chemicznych, dwa równorzędne orbitale sp. proces tworzenia takich orbitali nazywamy hybrydyzacją, a powstałe w ten sposób orbitale - orbitalami zhybrydyzowanymi.
Hybrydyzacja i geometria cząsteczek
Hybrydyzacja może obejmować dwa albo wiekszą liczbę orbitali s, p lub d z tym jednak zastrzeżeniem, że poziomy energetyczne orbitali wyjściowych nie mogą znacznie różnić się pomiędzy sobą. Zmieszane ze sobą orbitale s i p kształtem przypominają orbitale p lecz z jednej strony orbital jest "tęższy", a z drugiej "szczuplejszy"

Wiązania pojedyńcze nazywane są wiazaniami sigma i oznacza się je grecką literą (sigma), skierowane są wzdłuż prostej łączącej jadra dwóch atomów i tworzą się w wyniku osiowego przenikania (nakładania się) chmur elektronowych dwóch orbitali: typu s (wiązanie s-s) w cząsteczce H2; typy p (wiazanie p-p) w czasteczce F2, Cl2, itp, wiązanie s-p.

Poza wiązaniem pojedyńczym istnieją także wiązania podwójne i potrójne, okreslane ogólnie jako wiazanie wielokrotne. Wiazanie podwójne złozone jest z wiazania (sigma) i wiazania (pi). Te ostatnie tworzą sie dopiero po utworzeniu wiązania (sigma). Wiązanie (pi) charakteryzuje się występowaniem maksymalnego zagęszczenia uwspólnionych par elektronów ponad linią łączącą jądra na płaszczyźnie przechodzącej przez linię łączącą oba jądra.

Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną. Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.

Łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy sie występowaniem sił van der Waalsa. Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiazania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia
Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru zwiazanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi. Energia wiązania wodorowego jest rzedu 1,3 - 10 kcal/mol.


Do góry


   

 

 (C) 2011 - 2018 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved