Please enable / Bitte aktiviere JavaScript!
Veuillez activer / Por favor activa el Javascript![ ? ]
sobota, 03 grudnia 2011 20:55

Wiązania

Oceń ten artykuł
(0 głosów)

Każdy pisząc w swoim życiu choć jedne równanie reakcji chemicznej spotkał się z wiązaniami pomiędzy atomami. Zapisując jakąkolwiek cząsteczkę rysujemy kreski będące wiązaniami zupełnie nie zdając sobie sprawy ze złożoności zjawiska tworzenia i istnienia wiązania.

W ogólnym znaczeniu wiązanie jest parą elektronów pochodzących od atomów pomiędzy którymi wiązanie te zostało utworzone. Jak wiemy z podstaw chemii ogólnej każdy atom pierwiastka składa się z jądra atomowego oraz elektronów znajdujących się na tzw. powłokach elektronowych wokół jądra. Powłok tych jest kilka a ich maksymalna ilość to siedem. W tworzeniu wiązania bierze udział głównie powłoka ostatnia zwana walencyjną. Elektrony ostatniej powłoki danego pierwiastka (walencyjne) ulegają zjawisku tzw. uwspólnienia czyli dobrania w pary o przeciwnym spinie. Spin elektronu jest to w ogólnym znaczeniu kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi a w znaczeniu szerszym są to elektrony o przeciwnych spinowych liczbach kwantowych, czyli 1/2 i -1/2.
Przykładowe równanie reakcji tworzenia się wiązania pomiędzy dwoma atomami wodoru możemy zapisać bardzo prosto:

Pod tą niewinną kreską pomiędzy atomami wodoru kryją się dwa elektrony z czego każdy z nich pochodzi od swojego atomu wodoru.
Na takim poziomie można by zakończyć wizję tworzenia wiązania. Niestety jest ona bardzo oględna i niewiele wyjaśnia. Aby dokończyć (rozszerzyć) pojęcie wiązania atomowego należy wprowadzić pojęcie tzw. orbitalu. Nim opowiemy co to orbital to musimy wyjaśnić ze wcześniej już wspomniane powłoki elektronowe, na których to elektrony miały by się niejako znajdywać nie są takimi sobie orbitami znajdującymi się w około jądra atomu.
Powłoki elektronowe zawierają wcześniej wspomniane orbitale atomowe o różnorakim kształcie. Orbitale te sklasyfikowano i nazwano. Od najprostszego orbitalu s, poprzez bardziej skomplikowane p i d do nabardziej skomplikowanych orbitali f.


Wyróżniamy jeden orbital s, trzy orbitale p, pięć orbitali d oraz siedem orbitali typu f.
Wyjaśnijmy sobie definicje orbitalu. Orbitalem jest kwadrat modułu funkcji zwanej funkcją falową, który opisuje nam prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze. Obszar ten nazywamy właśnie orbitalem i w jego obrębie prawdopodobieństwo napotkania elektronu wynosi ok. 90-95%. Stwierdzenie prawdopodobieństwo jest dośc abstrakcyjne lecz musimy sobie uzmysłowić że elektrony znajdują się w ciągłym ruchu i nie możemy jednoznacznie stwierdzić gdzie takowy elektron się znajduje. Funkcja falowa jest szczególnym rozwiązaniem tzw. równania Schrödingera, ale w ten temat nie będziemy się bardziej wgłębiać.
Gdy orbitale atomowe danych atomów się nakładają powstaje tzw. orbital cząsteczkowy. Wyróżniamy dwa rodzaje orbitali cząsteczkowych. Orbitale typu "sigma" s lub typu "pi" p.
Orbital cząsteczkowy typu sigma powstaje w skutek nałożenia się czołowo dwóch orbitali.


Natomiast orbital cząsteczkowy typu pi powstaje w skutek bocznego nałożenia się dwóch orbitali.

Tworzeniu orbitalu cząsteczkowego towarzyszy zmiana energii elektronów tworzących wiązanie. Ich energia się obniża a orbital który utworzyły nazywamy orbitalem wiążącym. Jednocześnie z powstaniem orbitalu wiążącego powstaje tzw. orbital anty wiążący, który oznaczamy z *. Schematycznie można to pokazać na poniższym wykresie zmian energii układu.

Litery "s" oznaczają, że nakładają się dwa orbitale typu s, na których w stanie podstawowym znajduje się po jednym elektronie (strzałce - umowny symbol elektronu). Podczas uwspólniania elektronów następuje powstanie dwóch orbitali cząsteczkowych. Orbitalu wiążącego oznaczonego s o energii niższej od energii elektronów stanu podstawowego zapełnionego elektronami atomów wchodzących w reakcję, oraz orbital anty wiążący oznaczonego s* o wyższej energii od stanu podstawowego.
Tak po krótce można omówić o wiele bardziej złożone zjawisko jakim jest tworzenie się wiązania pomiędzy atomami pierwiastków.

Poszczególne wiązania chemiczne występujące w związkach


Wiązania chemiczne występują w związkach, dlatego gdyż obniżają energię, do czego każdy pierwiastek dąży. Szczegółowiej można by powiedzieć, że każdy pierwiastek dąży do tego, aby miał on konfigurację elektronów gazów szlachetnych - dublet (dla hel) lub oktet (dla pozostałych gazów szlachetnych). Wiązania chemiczne tworzą się poprzez przeniesienie elektronu z jednego atomu na drugi lub częściej występujący, przez uwspólnienie elektronów poszczególnych atomów lub par elektronowych jednego atomu. Postaram się teraz w miarę szczegółowo opisać wszystkie wiązania chemiczne.

Wiązanie jonowe


Wiązania jonowe powstaje pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest większa od 1,7. Wiązanie jonowe jest to oddziaływanie (inaczej przyciąganie) jonów różnoimiennych, czyli kationów+ oraz anionów-(podobnie jak przeciwległe bieguny magnesu). Związki połączone takim typem wiązania charakteryzuje krystaliczna budowa i jest to najsilniejsze wiązania z pośród występujących. Wiązanie jonowe tworzy się w litowcach (wykluczając wodór) oraz berylowcach w związkach z tlenowcami i fluorowcami. Podsumowując można powiedzieć, że pierwiastek bardziej elektroujemny przyciąga elektron bądź elektrony pierwiastka mniej elektroujemnego tworząc wiązanie jonowe. Wartość 1,7 różnicy elektroujemności jest wartością przybliżoną gdyż przy tej różnicy w ponad połowie elektron przechodzi do innego pierwiastka (51%), dlatego nie zawsze możemy określić precyzyjnie na podstawie obliczeń przy elektroujemności 1,6-1,7 czy jest to już wiązanie jonowe czy też kowalencyjne spolaryzowane? (Patrz tabela na końcu artykułu).
Przykładem wiązania jonowego może być chlorek sodu (NaCl), chlorek wapnia (CaCl2), podtlenek azotu (N2O), tlenek wapnia (CaO), chlorek potasu (KCl) itd...


Schemat powstawania wiązania jonowego


Wiązanie kowalencyjne atomowe


Ten typ wiązania występuje jedynie pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Najlepszymi przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H2, O2, N2, Cl2, Br2, I2. Różnica elektroujemności tych pierwiastków jest równa zero.
W wiązaniu kowalencyjnym atomowym para elektronów zostaje uwspólniona. Para elektronów nie jest przesunięta w żadną ze stron pierwiastka. Elektrony walencyjne (elektrony na ostatniej powłoce), które nie biorą udziału w wiązaniu mogą brać udział w innych wiązaniach lub wywierać wpływ na kształt cząsteczki. Warunkiem do utworzenia się wspólnej pary elektronów jest posiadanie przez elektrony przeciwnych spinów (1/2 lub -1/2). Utworzona para elektronowa zajmuje orbital molekularny powstały z orbitali atomowych.

Schemat powstawania wiązania kowalencyjnego atomowego


Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane


W tym wiązaniu również elektrony zostają uwspólnione, lecz pierwiastek bardziej elektroujemny przyciąga tą parę elektronów bliżej siebie. Te wiązanie powstaje wtedy, kiedy różnica elektroujemności jest większa od 0 i mniejsza od 1,7.

Przykładem takiego wiązania jest zwykła, na co dzień używana woda. Różnica elektroujemności wynosi 1,4 (według skali Pauliego).



Podobnie jak w wiązaniu kowalencyjnym atomowym obecność wolnych par elektronowych może tworzyć inne wiązania lub wpływać na kształt cząsteczki.

Wiązanie koordynacyjne


Wiązanie to występuje pomiędzy atomami (cząsteczkami lub jonami). Jeden z pierwiastków jest dawcą wolnej pary elektronowej (tak zwany donor), natomiast drugi uwspólnia tą parę (tak zwany akceptor). Wiązanie to zaznaczamy we wzorze strukturalnym strzałką w stronę akceptora. Warunkiem przyjęcia elektronu przez pierwiastek pozbawiony elektronu (np. H+ - proton) jest wolny orbital. Wiązanie to występuje np. w jonie amonowym NH4+ o strukturze tetraedru:


Schemat powstawania wiązania koordynacyjnego

 

Wiązanie wodorowe


Wiązanie wodorowe występuje pomiędzy cząsteczkami, w których występują atomu wodoru oraz pierwiastki posiadające wolne pary elektronowe np. azot, tlen, chlor. Przykładem może być woda.


Wiązania chyba zostały wystarczająco jasno omówione. Ostatnią rzeczą, jaką chciałem nadmienić to jak określać wiązania w poszczególnych związkach. W jakimś związku np. w kwasie siarkowym(VI) występuje wiązanie kowalencyjne atomowe (pomiędzy wodorem a tlenem i tlenem a siarką) oraz wiązanie koordynacyjne (pomiędzy siarką a tlenem). Z uwagi na to, że w związkach może występować kilka różnych wiązań to każde wiązanie rozpatrujemy osobno podpisując obok wiązania jakie to jest wiązanie też w inny zrozumiały sposób.

Kliknij aby wyświelić tabelę zależności między różnicą elektroujemności a procentem wiązania jonowego

Artykuł napisałi:
Tchemik i MaLuTkI


Źródło:
- „CHEMIA - podręcznik i zbiór zadań w jednym”, R. Hassa, A. Mrzigod, J. Mrzigod, W. Sułkowski.

Czytany 7327 razy Ostatnio zmieniany środa, 14 grudnia 2011 20:41
Zaloguj się, by skomentować