POLSKIE WWW   ŚWIATOWE WWW
Układ okresowy Powłoki Obliczenia Definicje Linki do tematu
Wiązania chemiczne Chemia ogólna		POWRÓT
Teorie wiązań chemicznych Spis treści rozdziału - tutaj kliknij Elektronowa teoria wiązania chemicznego Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne) - sieci jonowe Wiązanie atomowe czyli kowalencyjne Wiązanie pośrednie czyli atomowe splaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane) Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne) Wiązanie metaliczne Siły międzycząsteczkowe Wiązanie międzycząsteczkowe czyli wiązanie siłami van der Waalsa Wiązanie wodorowe 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 Rys.1 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. Rys.2 Atom chloru (Cl) przyjmuje elektron i staje sie anionem (Cl-). Cl (2,8,7) + e- ---> Cl- (2,8,8) Rys.3 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. Rys.4 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. Rys.5 Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce wodoru. Rys.6 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. Rys.7 Mechanizm powstawania wiązania kowalencyjnego w cząsteczce azotu. Odpowiednio dla tlenu wiązanie w cząsteczce tlenu możemy przestawic schematem Rys.8 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 Rys.9 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 Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne) Tworzenie wiązania donorowo-akceptorowego. Jest to wiązanie atomowe, w którym wszystkie elektrony wiązania pochodzą od jednego atomu (tzw. donor); drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora. Najprostszym przykładem powstawania wiązania donorowo-akceptorowego jest tworzenie się jonu amonowego Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza (dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powstawania tego wiązania jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron. Po utworzeniu jednak wiązania donorowo-akceptorowego wszystkie cztery atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne. 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. Siły międzycząsteczkowe 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. Rys.11 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 większš 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 mogš ściślej przylegać do siebie. Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości. 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. Rys.12 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. Rys.13 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 POWRÓT DALEJ
Pojęcia i prawa/ Reakcje chemiczne/ Budowa atomu/ Powłoki elektronowe/ Układ okresowy/ Wpływ budowy/ Wiązania chemiczne/ Energetyka/ Roztwory/ Elektrolity/ Procesy "Redox"/ Elektrochemia/ Nieorganiczna/ Organiczna/ Chemia w przemysle/ Spis treści serwisu - liceum/ Kontakt z autorem strony/