POLSKIE WWW   ŚWIATOWE WWW
Układ okresowy Powłoki Obliczenia Definicje Linki do tematu
Wiązania chemiczne Chemia ogólna		POWRÓT
Podsumowanie 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. POWRÓT
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/