POWRÓT

SEMESTR I

WIĄZANIA CHEMICZNE


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Istota i typy wiązań chemicznych
Elektronowa teoria wiązania chemicznego

 

Wiązania chemiczne

   


Cząsteczki powstają w wyniku połączenia się dwóch lub więcej atomów. Atomy łączą się ze sobą tylko wtedy, gdy energia cząsteczek produktów jest mniejsza od sumy energii atomów i cząsteczek substratów (rys.1). Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie korzystny, a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii. A to oznacza, że w procesie łączenia się atomów w cząstęczkę jest uwalniana energia. Najczęściej uwalniana energia ma postać ciepła.


Zmiana energii reagentów w czasie reakcji chemicznej

Trwałości energetycznie cząsteczki osiągają przez utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami.
Sposób wiązania się atomów w cząsteczkach wyjaśniają teorie wiązań chemicznych. Nie udało się, jak dotychczas stworzyć jednolitej, uniwersalnej teorii wiązania chemicznego, która by tłumaczyła całą bogatą i złożoną strukturę cząsteczek chemicznych. Opracowano wiele teorii poczynając od prostych, opartych na zasadach fizyki klasycznej, aż do bardziej złożonych i trudnych matematycznie teorii kwantowo-mechanicznych.
Celem tego rozdziału będzie zapoznanie czytelnika z teoriami wiązań chemicznych, a poprzez ich przedstawienie, wyjaśnić mechanizm tworzenia cząsteczek, powstawania nadwyżek energii oraz dostarczyć informacji o budowie cząsteczki, a w szczególności o rozmieszczeniu elektronów. Okazuje się, że wszystkie atomy podczas reakcji chemicznych dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego, czyli posiadania ośmiu elektronów - oktetu elektronowego w zewnętrznej powłoce, lub posiadania dwu elektronów - dubletu elektronowego.

W celu uzyskania struktury najbliższego gazu szlachetnego atomy przyjmują lub oddają elektrony walencyjne oraz w niektórych przypadkach dochodzi do "uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów.

Podstawy nowoczesnej interpretacji wiązań chemicznych opracował G.N. Lewis, chemik amerykański, który w bardzo prosty sposób opisał mechanizmy tworzenia wiązań chemicznych, opierając się na zmianach położenia elektronów walencyjnych. Aby przedstawiany mechanizm tworzenia wiązań chemicznych był czytelny i zrozumiały, wykorzystał tutaj bardzo prosty sposób przedstawiania elektronów walencyjnych przy pomocy symboli, którymi są symbole pierwiastków i kropek, które reprezentują elektrony walencyjne.

Również i na wzorach Lewisa dla cząsteczek, rysuje się wszystkie elektrony walencyjne, tj. elektrony tworzące wiązania chemiczne i tzw. wolne pary elektronowe.

Najczęściej wzory Lewisa zapisuje się w formie uproszczonej, zastępując parę elektronów kreską.

Wzory Lewisa nie przedstawiają prawdziwej geometrii cząsteczki, a jedynie wzajemne powiązanie atomów.


Typy wiązań chemicznych

Opracowana przez G.N Lewisa teoria tworzenia wiązan chemicznych nosi nazwę elektronowej teorii wiązania chemicznego,. Teoria ta wyjaśnia mechanizm tworzenia wiązań chemicznych sklasyfikowanych jako jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne.
Ale okazało się, że poza prostymi przypadkami struktury Lewisa nie w pełni wyjaśniają rozmieszczenie atomów w przestrzeni oraz w wielu przypadkach kłócą się z założeniami teorii kwantowej. Przykładem jest rozmieszczenie wiążącej pary elektronowej, która zgodnie z rysowanymi wzorami Lewisa zlokalizowana jest między związanymi atomami. A wiemy z poprzedniego rozdziału, że elektron z uwagi na swoje falowe właściwości nie ma ściśle określonego miejsca, dlatego nie możemy dokładnie lokalizować elektronu w tym miejscu. Rozwiązanie tego problemu stało się dopiero możliwe, jak do wyjaśnienia mechanizmu tworzenia wiązań chemicznych wykorzystano założenia mechaniki kwantowej. Nowa teoria wyjaśniająca mechanizm tworzenia wiązań chemicznych nosi nazwę kwantowej teorii wiązań chemicznych.
Obie teorie prezentowane będą poniżej z ta uwagą, że w kwantowej teorii tworzenia wiązań chemicznych ograniczymy się tylko do wyjaśnienia niektórych mechanizmów i zjawisk.
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


 

Elektronowa teoria wiązania chemicznego

   


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

Z tabeli wynika, że nie wszystkie cząsteczki, mimo że łączą się ze sobą atomy różniące się elektroujemnością posiadają moment dipolowy. Przykładem jest cząsteczka CH4 dla której moment dipolowy m = 0. Jest to spowodowane taką budową cząsteczki w której istniejące momenty dipolowe na kierunku wiązań C-H znoszą się. Więcej w kolejnych treściach rozdziału. Z tego wynika wniosek, że mimo braku momentu dipolowego cząsteczki, w samej cząsteczce występuje polaryzacja wiązań w przypadku łączenia się ze sobą atomów różniących się elektroujemnością (tabela)

Tabela 2

Wiązanie

Moment dipolowy
m [10-30C*m]

C-H
C-Cl
C-O
C=O
O-H
N-H

1,3
4,7
2,3
7,7
4,7
4,3

Do góry


 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved