OGÓLNA
Wykład 6
Teoria wiązania chemicznego
Dr inż. Agnieszka Mrozek
Instytut Chemii Ogólnej i Ekologicznej
agnieszka.mrozek@p.lodz.pl
Dlaczego w ogóle tworzą się cząsteczki?
Dlaczego właściwie atomy łączą się w związki
chemiczne w ściśle określonych proporcjach?
Dlaczego cząsteczki mają różne kształty?
Jedyna spójna teoria wyjaśniająca
wszystkie trzy powyższe problemy
Jedyna spójna teoria wyjaśniająca
wszystkie trzy powyższe problemy
powstała na bazie mechaniki
powstała na bazie mechaniki
kwantowej.
kwantowej.
1
Metoda orbitali molekularnych
Metoda orbitali molekularnych
Każdy elektron należy do cząsteczki jako całości
Metoda wiązań walencyjnych
Metoda wiązań walencyjnych
Atomy w cząsteczce są bardzo podobne do
oddzielnych atomów a jedynie elektrony
zewnętrznej powłoki jednego atomu znajdują się
w zewnętrznej powłoce innego.
1.
Narysuje szkielet cząsteczki (H i F są zawsze skrajne,
wewnątrz pierwiastki o niższej energii jonizacji)
2.
Policz całkowitą ilość elektronów walencyjnych
3.
Policz ile elektronów potrzebuje każdy atom aby zapełnić
powłokę walencyjną
4.
Odejmij wartość z punktu 2 od wartości z punktu 3 –
otrzymasz liczbę elektronów wiążących
5.
Przydziel po 2 elektrony wiążące do każdego wiązania.
6.
Jeśli pozostaną elektrony wiążące ustal wiązania
podwójne (C,N,O,S) i potrójne (C,N,O)
7.
Jeśli ciągle pozostają elektrony wiążące są one wolnymi
parami elektronowymi uzupełniającymi oktety
8.
Określ ładunek formalny
Notacja Lewisa
2
1
FC
V
L
(
)
S
2
FC – ładunek formalny
V – liczba elektronów walencyjnych
L – liczba elektronów w wolnych parach
elektronowych
S – liczba elektronów wiążących
Dla cząsteczki obojętnej elektrycznie suma
ładunków formalnych poszczególnych atomów
musi być równa zero
Ładunek formalny
Pojęcie ładunku formalnego ułatwia
podjęcie decyzji, która z możliwych struktur
Lewisa jest najbardziej stabilna. Jest to
struktura o najniższej wartości FC
-1
]
-1
-1
[
]
[
N
]
C
[
S
N
N
C
S
C
S
FC
N
=5-4-2=-1
FC
N
=5-4-2=-1
FC
N
=5-0-4=1
FC
C
=4-0-4=0
FC
C
=4-4-2=-2
FC
C
=4-4-2=-2
FC
S
=6-4-2=0
FC
S
=6-0-4=2
FC
S
=6-4-2=0
Ładunek formalny
3
Dążność do uzyskania konfiguracji
elektronowej najbliżej położonego gazu
szlachetnego w układzie okresowym pierwiastków,
czyli do uzyskania układu ośmiu elektronów
walencyjnych (z wyjątkiem dążenia do uzyskania
konfiguracji helu-dwa elektrony). Atomy osiągają
to przez oddanie, przyjęcie lub uwspólnienie
elektronów z innym atomem.
Reguła oktetu
Odstępstwa od reguły oktetu:
związki hipowalencyjne posiadające atom(y) z
niepełnym oktetem: karbeny, związki boru (BF
3
) z
sześcioma elektronami walencyjnymi;
związki hiperwalencyjne posiadające atom(y) z
więcej niż oktetem: halogenki cięższych
pierwiastków 15 i 16 grupy układu okresowego
(PCl
5
i SF
6
);
rodniki, posiadające nieparzystą liczbę elektronów
walencyjnych: Cl
•
, tlenek azotu(II);
W związkach metali przejściowych stosowana
jest reguła 18 elektronów, w której uwzględnia się
zapełnianie orbitali
d
(10 elektronów).
Kiedy reguła oktetu nie jest spełniona?
4
Wiązania jonowe
Wiązania kowalencyjne
Wiązania kowalencyjne spolaryzowane
Wiązania koordynacyjne
Wiązania metaliczne
Wiązania wodorowe
Typy wiązań chemicznych
Wiązania jonowe
Wiązania jonowe
– całkowite przeniesienie
elektronu z jednego atomu do drugiego
Wiązanie kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne
– elektrony
wymieniane między atomami
Wiązania jonowe tworzą się podczas reakcji
atomu pierwiastka o niskim potencjale jonizacji
z atomem pierwiastka o dużym powinowactwie
elektronowym
Wiązania jonowe
5