chemia stosowana I temat: wiązania chemiczne

rodzaje wiązań chemicznych Każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązanie jonowe – para elektronowa przechodzi całkowicie do jednego z atomów (A• + •B  A+ + :B–),

rodzaje wiązań chemicznych Każdy atom dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązanie atomowe (kowalancyjne) – Dwa atomy mającce niesparowane elektrony uwspólniają parę elektronową.

rodzaje wiązań chemicznych  - elektroujemność Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – para elektronowa jest „przesunięta” w kierunku jednego z atomów.

skala elektroujemności wg Paulinga H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb Cs 0,7 Fr Be 1,5 Mg 1,2 Ca Sr Ba Ra La Ac 1,1 Sc 1,3 Y Ti Zr 1,4 Hf Rf V 1,6 Nb Ta Db Cr Mo 1,8 W 1,7 Sg Mn Tc 1,9 Re Bh Fe Ru 2,2 Os Hs Co Rh Ir Mt Ni Pd Pt Cu Ag Au 2,4 Zn Cd Hg B 2,0 Al Ga In Tl C 2,5 Si Ge Sn Pb N 3,0 P As Sb Bi O 3,5 S Se Te Po F 4,0 Cl Br 2,8 I At He Ne Ar Kr Xe Rn NaCl H2O CH4

wiązania wielokrotne pierwsze wiązanie - współosiowe nakładanie orbitali - typ  kolejne wiązania - poprzeczne nakładanie orbitali - typ 

orbitale cząsteczkowe wzmocnienie fali - orbital wiążący wygaszenie fali - orbital antywiążący

orbitale cząsteczkowe orbital antywiążący wiązanie  (współosiowe) orbital wiążący orbital antywiążący wiązanie  (poprzeczne) orbital wiążący

dwuatomowe orbitale homojądrowe *1s 1s 1s  *1s 1s 1s  H2 He2 trwała nietrwała  He2+ trwała rząd wiązania: 1/2   Rząd wiązania: 1/2 ·(ilość e- na orbitalach wiążących - ilość e- na orbitalach antywiążących) *2s 2s 2s  1s  *2s 2s 2s  1s Be2 Li2 nietrwała trwała   

dwuatomowe orbitale homojądrowe 2pz 2py *2s 2s 2s  *2px 2px 2p  *2pz *2py 2pz 2py *2s 2s 2s  *2px 2px 2p  *2pz *2py N2 O2 rząd wiązania: 3 rząd wiązania: 2            

dwuatomowe orbitale homojądrowe 2pz 2py *2s 2s 2s  *2px 2px 2p  *2pz *2py 2pz 2py *2s 2s 2s  *2px 2px 2p *2pz *2py F2  Ar2 nietrwała rząd wiązania: rząd wiązania: 1              

dwuatomowe orbitale heterojądrowe LiH HF rząd wiązania: 1 *  2sLi  1sLi  1sH rząd wiązania: 1 2pzF 2pyF 1sH 2sF   *HF HF 2pF  orbitale niewiążące     

struktura metanu wszystkie wiązania równej długości wszystkie kąty równe (109,5°)

hybrydyzacja orbitali atomowych 1s 2s 2p Be   1s 2s 2p Be    1s 2sp 2py,z Be   

hybrydyzacja orbitali atomowych 1s 2s 2p B    1s 2sp2 2pz B     1s 2s 2p B    

hybrydyzacja orbitali atomowych 1s 2s 2p C     metan 1s 2s 2p C      1s 2sp3 C      etylen hybrydyzacja sp2 cząsteczka płaska

hybrydyzacja orbitali atomowych acetylen hybrydyzacja sp cząsteczka liniowa allen sp2 sp sp2

zwiąki o hybrydyzacji sp3

hybrydyzacje orbitali s i p sp sp2 sp3 C N O

wiązanie koordynacyjne Ładunek formalny atomu – różnica między ilością elektronów w stanie wolnym i w cząsteczce związku chemicznego. (Elektrony tworzące wiązania dzieli się między związane atomy)

związki azotu z tlenem

struktury rezonansowe 1— 1 2 1— 1 3 1— 1 3 1— 1 2 1 1 1— 1 3

struktury rezonansowe 1— 1 3 1— 1 3 1— 1 3 izoelektronowe 1— 1 2 1— 1 2 izoelektronowe

struktury izoelektronowe 2— 1 2 1— 1 2 2— 1 2 1— 1 2 anion azydkowy anion cyjanianowy anion piorunianowy stały N2O5 anion rodankowy kation nitroniowy

struktury związków węgla

hybrydyzacje z udziałem orbitali d 3s 3p P     3s 3p 3d P      dsp3 3s 3p S     3s 3p 3d S      dsp3 3s 3p 3d S       d2sp3 3s 3p Xe     3s 3p 3d Xe      dsp3 3s 3p 3d Xe       d2sp3 3s 3p 3d Xe        d3sp3

hybrydyzacje z udziałem orbitali d dsp3 d2sp3 d3sp3 dsp2 dsp3 d2sp3

hybrydyzacje z udziałem orbitali d dsp3 d2sp3 d3sp3

kwasy tlenowe pierwiastków 3 okresu