Struktura i wlasciwosci Flashcards
Wiązanie jonowe i kowalencyjne
Wiązanie jonowe powstaje na skutek przeniesienia elektronów. Istotą tego wiązania jest przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy przeciwne naładowanymi jonami. Wiązanie jonowe jest typowe dla soli utworzone przez łączenie się atomów pierwiastków metalicznych (elektrododatnich) i atomów pierwiastków niemetalicznych (elektroujemnych).
Wiązanie kowalencyjne tworzy się przez uwspólnienie elektronów obu atomów. W przypadku tych związków również siłą wiążącą atomy jest przyciąganie elektrostatyczne między każdym z uwspólnionych elektronów a oboma jądrami. Wiązanie kowalencyjne jest typowe dla atomów węgla.
Orbitale atomowe
Ta część przestrzeni w której istnieje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu nazywa się orbitalem. Orbitale mogą się różnić wielkością, kształtem i sposobem rozmieszczenia w przestrzeni wokół jądra.
Orbital odpowiadający najniższemu poziomowi energetycznemu jest orbital 1s (ma on kształt kuli w której środku znajduje się jądro atomu). Na następnym wyższym poziomie energetycznym znajduje się 2s (również ma kształt kuli, większej niż 1s, a w środku znajduje się jądro atomu). Większa energia oraz mniejsza trwałość tego orbitalu wynika z większej średniej odległości między elektronem a jądrem, co jest przyczyną zmniejszenia się przyciągania elektrostatycznego.
Orbital 2p ma kształt hantli i składa się z dwóch pętli, między którymi znajduje się jądro. Oś każdego orbitalu 2p jest prostopadła do dwóch pozostałych (px, py, pz).
Zakaz Pauliego
Na jednym orbitalu mogą się znajdować najwyżej dwa elektrony które muszą mieć przeciwnie skierowane spiny (takie elektrony określa się jako sparowane). Elektrony o zgodnie skierowanych spinach dążą do zajęcia położeń najbardziej od siebie oddalonych (najważniejszy czynnik określający kształt i właściwości cząsteczek).
Orbitale molekularne
Orbitale molekularne obejmują wiele jąder atomowych, a niekiedy całą cząsteczkę. Jądra i elektrony są tak rozmieszczone aby powstała energetycznie najuboższa, a więc najtrwalsza cząsteczka.
Uproszczenia przyjęta dla wyznaczanie orbitali cząsteczkowych: -każda para elektronowa jest zlokalizowana głównie w pobliżu dwóch jąder; -kształt zlokalizowanych orbitali molekularnych i ich wzajemne rozmieszczenie można w prosty sposób wyprowadzić z kształtu i rozmieszczenia przestrzennego orbitali atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki
Tworzenie wiązania kowalencyjnego
Aby powstało wiązanie kowalencyjne dwa atomy muszą być tak rozmieszczone żeby orbital jednego atomu nakładał się na orbital drugiego, przy czym na każdym z tych orbitali musi się znajdować jeden elektron. Gdy takie warunki są spełnione dwa orbitale atomowe łączą się tworząc orbital wiązania pojedynczego, który jest obsadzony dwoma elektronami. Oba elektrony obsadzający ten orbital wiążący muszą mieć przeciwnie skierowane spiny, czyli muszą być sparowane. Każdy elektron ma do dyspozycji cały orbital cząsteczkowy, stąd też można przyjąć że każdy elektron należy do obu jąder atomowych.
Dla danej pary atomowej tym mocniejsze jest wiązanie im większy jest stopień nakładania się orbitali atomowych.
Moc wiązania kowalencyjnego wynika ze wzrostu przyciągania elektrostatycznego.
Energia dysocjacji wiązania
Rozmieszczenie elektronów i jąder przy wiązaniu kowalencyjnym charakteryzuje się mniejszą energią czyli większą trwałością niż ich rozmieszczenie w pojedynczych atomach. Tworzeniu się wiązania towarzyszy wydzielanie się energii. Ilość wydzielonej energii lub ilość energii jakiej trzeba dostarczyć aby rozerwać to wiązanie nazywana jest energia dysocjacji wiązania [kJ/mol].
Zhybrydyzowane orbitale sp
Orbitale sp powstają mieszaniem jednego orbitalu s i jednego orbitalu p.
- zhybrydyzowany orbital jest silniej ukierunkowany niż orbital s lub p
- powstałe orbitale są równocenne
- te orbitale są przeciwne skierowane, takie ukierunkowanie pozwala na możliwie maksymalne ich wzajemne oddalenie, kąt między nimi wynosi 180
- BeCl2
- kąt między wiązaniami=kąt walencyjny
- sp2 cząsteczka BF3
- sp3 amoniak, CH4
Charakterystyczne cechy każdego wiązania kowalencyjnego
- kształt cząsteczki
- wielkość cząsteczki
- kąty między wiązaniami
Z czego wynika ukierunkowanie przestrzenne?
Z zakazu Pauliego i także z tendencji niesparowanych elektronów do zajęcia położeń możliwie najbardziej od siebie oddalonych.
W przeciwieństwie do wiązania jonowego, o takiej samej mocy, niezależne od kierunku siły przyciągania, wiązanie kowalencyjne jest wiązaniem ukierunkowanym.
Siły wewnątrzcząsteczkowe
Struktura cząsteczki jest wynikiem sumowania się sił przyciągania i odpychania które związane są z ładunkiem i spinem elektronowym.
SIŁY ODPYCHANIA
Elektrony starają się odsunąć jak najdalej od siebie gdyż mają taki sam ładunek elektryczny i taki sam spin, jeżeli nie są sparowane. Również jądra atomowe odpychają się wzajemnie ze względu na jednoimienne ładunki.
SIŁY PRZYCIĄGANIA
Elektrony są przyciągane przez jądra atomowe, podobnie jak jądra przez elektrony, dzięki ładunkom i przeciwnym znaku i dlatego dążą do zajęcia przestrzeni między jądrami atomów. Natomiast przeciwne skierowane spiny umożliwiają dwóm elektronom przebywanie obok siebie, chociaż nie powodują ich przyciąganie.
Homoliza i heteroliza
W przypadku rozszczepienie cząsteczki na dwa atomy lub na atom i grupę atomów, każdy z dwóch elektronów wiązania kowalencyjnego pozostaje przy innym fragmencie cząsteczki. Taki rozpad wiązania nazywa się rozpadem homolitycznym (homolizą).
A : B -> A. + B.
-faza gazowa
Natomiast przy rozpadzie hetereolitycznym (heterolizy) oba elektrony pozostają przy tym samym fragmencie cząsteczki.
A : B -> A + :B
-rozpuszczalnik o właściwościach ułatwiających jonizację
Izomeria
Inne związki o takim samym wzorze sumarycznym nazywamy izomerami. Zawierają one w cząsteczce taką samą liczbę atomów tego samego pierwiastka, lecz atomy tę są połączone w inny sposób. Izomery są różnymi związkami ponieważ mają odmienną strukturę cząstek czyli mają różne właściwości.
