5. Wiązania chemiczne
Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym; większość łączy się z innymi atomami tworząc cząsteczki. Mogą to być:
¨ cząsteczki pierwiastków - zbudowane z tych samych pierwiastków,
¨ cząsteczki związków chemicznych – tworzone przez atomy różnych pierwiastków.
Tworzenie cząsteczek umożliwia pierwiastkom uzyskanie na zewnętrznej powłoce konfiguracji elektronowej zapewniającej im minimum energetyczne i bierność chemiczną; takie działanie prowadzi do powstania wiązania chemicznego.
Według elektronowej teorii wiązań chemicznych (Kossel i Lewis, 1916) reagujące ze sobą atomy dążą do uzupełnienia lub zredukowania walencyjnej (zewnętrznej) powłoki elektronowej do powłoki najbliższego helowca, tzn. do 8 elektronów, stanowiących tzw. oktet elektronowy, lub do 2 elektronów (tzw. dublet elektronowy - jak w przypadku helu).
Sposób, w jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych i rodzaj tworzonego wiązania zależy od elektroujemności pierwiastków je tworzących, i tak:
! przy znacznej różnicy w elektroujemności (o więcej niż 1,7 w skali Paulinga) następuje przekazanie elektronów jednego atomu drugiemu - powstaje wiązanie heteropolarne (jonowe)
! przy atomach tych samych pierwiastków lub atomach niemetali o małej różnicy elektroujemności następuje uwspólnienie (współużytkowanie) elektronów walencyjnych – powstaje wiązanie kowalencyjne (atomowe) lub donorowo-akceptorowe (koordynacyjne);
Liczba wiązań chemicznych, jakie tworzy atom - to wartościowość pierwiastka w danym związku chemicznym.
W stanie wolnym wartościowość pierwiastka wynosi 0; zależnie od rodzaju związku wartościowość tego samego pierwiastka może być różna.
Elektrony w cząsteczkach są opisywane za pomocą orbitali molekularnych czyli cząsteczkowych.
Orbitale molekularne powstają przez zbliżenie i „nałożenie” się orbitali atomowych o podobnych energiach i tej samej symetrii względem osi łączącej dwa jądra atomowe.
Funkcję falową elektronu w cząsteczce A – B można więc traktować jako kombinację liniową funkcji falowych opisujących orbitale atomowe:
gdzie: cA i cB – stałe
Rozwiązaniem funkcji falowej elektronu w cząsteczce są dwie funkcje własne: orbital wiążący s oraz orbital antywiążący s*.
Orbitale te różnią się energią, przy czym orbital wiążący charakteryzuje się mniejszą, a orbital antywiążący większą energią od energii wyjściowych orbitali atomowych.
Orbital molekularny s i wiązanie sigma s powstaje z:
dwóch orbitali s, orbitali s i p lub dwóch orbitali px nakładających się wzdłuż osi łączącej oba jądra atomowe.
Boczne nakładanie się elektronów orbitali px lub pz (oś y jest kierunkiem zbliżania się atomów) prowadzi do utworzenia wiążących i antywiążących orbitali cząsteczkowych p i p*.
Energia orbitali molekularnych rośnie według schematu:
ss < ss* < spy < ppx = ppz < ppx* =ppz* < s*py
Przestrzenny kształt wiążących orbitali molekularnych*
Jeżeli cząsteczkę tworzą pierwiastki takie same lub niewiele różniące się elektroujemnością to wspólna para elektronowa wiązania kowalencyjnego jest rozmieszczona symetrycznie w przestrzeni między jądrami, np. w cząsteczkach H2, O2, Cl2, N2.
Jeżeli tworzące cząsteczkę pierwiastki są niemetalami o różnej elektroujemności - wspólna para elektronowa wiązania kowalencyjnego jest przesunięta w kierunku jądra pierwiastka bardziej elektroujemnego, a z powodu nierównomiernego rozkładu ładunku wiązanie jest
wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym, np. w cząsteczkach HCl, H2O, HBr.
Takie cząsteczki mają budowę biegunową - polarną ® są dipolami o cząstkowym ładunku d(+) w pobliżu atomu o mniejszej elektroujemności i d(-) – w pobliżu atomu bardziej elektroujemnego.
Dipol jest układem dwóch różnoimiennych ładunków q i –q umieszczonych w odległości l od siebie. Charakteryzuje się momentem dipolowym m, który jest wektorem o wartości bezwzględnej
m = q × l
skierowanym od ładunku ujemnego do dodatniego:
d+ d
l
np. cząsteczka wody, HCl, HBr itp. :
Szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne, semipolarne), w którym tworząca je para elektronowa pochodzi od jednego z atomów, zwanego donorem (dawcą) pary elektronowej. Parę tę przyjmuje akceptor (biorca).
Wiązanie koordynacyjne występuje np. w cząsteczkach: SO2, CO, HNO3, H2SO4 lub w jonach: NH4+ , SO42-, [Cu(NH3)4]2+, K3[Fe(CN)6], [Fe(CNS)6]3-.
Przy znacznej różnicy elektroujemności pierwiastków (przynajmniej o 1,7 w skali Paulinga), elektrony walencyjne jednego z atomów mogą być tak silnie przyciągane przez drugi atom (bardziej elektroujemny), że zostaną „przechwycone” i obsadzają powłokę zewnętrzną tylko tego atomu.
Wówczas atom „przechwytujący” elektrony ma ich nadmiar i staje się jonem ujemnym (anionem), zaś ten, oddający elektrony staje się jonem dodatnim (kationem).
Powstaje wiązanie jonowe polegające na przyciąganiu elektrostatycznym różnoimiennie naładowanych jonów.
Takie wiązania jonowe występują np. w cząsteczkach tworzonych przez atomy metali i niemetali, np. NaCl, KJ itp.
W metalach i ich stopach występuje szczególny rodzaj wiązania, tzw. wiązanie metaliczne.
Jest to wiązanie pomiędzy tworzącymi sieć krystaliczną kationami metali i ich elektronami, które zajmują orbitale powłok walencyjnych wszystkich tworzących sieć atomów.
Takie elektrony nazywa się elektronami zdelokalizowanymi. Elektrony te poruszają się swobodnie pomiędzy dodatnimi elementami sieci, tworząc tzw. ”gaz elektronowy” i równoważą sumaryczny ładunek dodatni kationów. Dlatego metal jako całość jest elektrycznie obojętny.
Wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane, tak jak wiązania kowalencyjne czy jonowe. Obecność swobodnych elektronów w metalach powoduje ich wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne oraz szereg innych charakterystycznych dla nich właściwości.
Wytwarzanie wiązań kowalencyjnych w liczbie przewyższającej liczbę niesparowanych elektronów w atomie można wyjaśnić przyjmując, że powstanie wiązania poprzedza zmiana konfiguracji elektronowej atomu reagującego pierwiastka.
Dla atomu węgla zmiana ta polega na „przejściu” (promocji) jednego elektronu z orbitalu 2s na niezapełniony orbital 2p, przy czym atom przechodzi ze stanu podstawowego w stan wzbudzony uzyskując konfigurację elektronową:
Przejściu elektronów z orbitalu 2s na orbital 2p towarzyszy „wymieszanie” i ujednolicenie orbitali , w wyniku czego powstają orbitale o jednakowej energii i kształcie, czyli jednakowym przestrzennym rozłożeniu prawdopodobieństwa znalezienia elektronów. Te orbitale biorą udział w tworzeniu wiązań między atomami.
„Wymieszanie” orbitali atomowych w celu wytworzenia nowych nazywa się hybrydyzacją, a otrzymane w ten sposób orbitale noszą nazwę orbitali zhybrydyzowanych (od słowa hybryda = mieszaniec).
Hybrydyzacja jest operacją matematyczną (a nie zjawiskiem!) polegającą na tym, że funkcje falowe (orbitale atomowe) opisujące elektrony różnych podpowłok tej samej powłoki są przekształcane w funkcje falowe opisujące elektrony równocenne energetycznie i zajmujące równoważne geometrycznie obszary orbitalne.
Hybrydyzacja zachodzi również w przypadku atomów innych pierwiastków i węgiel nie jest tu wyjątkiem.
Wymieszanie” orbitalu s i trzech orbitali p prowadzi do hybrydyzacji sp3 (czyt. es pe trzy) i powstania czterech orbitali zhybrydyzowanych.
Hybrydyzacja sp2 (czyt. es pe dwa) ma miejsce gdy następuje „wymieszanie” orbitalu s i dwóch orbitali p, zaś hybrydyzacja sp (czyt. es pe) - to „wymieszanie” orbitalu s i orbitalu p.
W przypadku innych niż węgiel atomów, o innej liczbie elektronów walencyjnych, może mieć miejsce np. hybrydyzacja sp3d2, która polega na „wymieszaniu” orbitali atomowych : jednego s, trzech p i dwóch d. Powstaje wówczas 6 orbitali zhybrydyzowanych.
Orbitale zhybrydyzowane są w charakterystyczny sposób ułożone w przestrzeni – typ hybrydyzacji decyduje więc o kształcie przestrzennym cząsteczek, który jest na ogół zgodny z ...
heaven_paradise