Zakaz Pauliego Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach.

Prezentacja na temat: "Zakaz Pauliego Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach."— Zapis prezentacji:

1

2 Zakaz Pauliego Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zorientowane w przeciwnych kierunkach.

3 Reguła Hunda Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie największa.

4 Okresowość cech chemicznych i fizycznych pierwiastków Jeżeli będziemy umieszczać obok siebie pierwiastki chemiczne szeregując je według rosnących liczb atomowych, to dostrzeżemy, że co 8-my, co 18-ty lub co 32-gi pierwiastek wykazuje podobne cechy chemiczne. Okresowość zmian charakteru chemicznego pierwiastków była myślą przewodnią w skonstruowaniu przez D.J Mendelejewa tablicy zwanym układem okresowym pierwiastków.

5 Periodyczność cech fizykochemicznych pierwiastków wynika z powtarzającego się podobieństwa rozkładu elektronów na zewnętrznych powłokach.

6 - grupa I - litowce - grupa II - berylowce - grupa III - borowce - grupa IV - węglowce - grupa V - azotanowce - grupa VI - tlenowce - grupa VII - fluorowce - grupa VIII - helowce - grupa I - miedziowce - grupa II - cynkowce - grupa III - skandowce - grupa IV - tytanowce - grupa V - wanadowce - grupa VI - chromowce - grupa VII - manganowce - grupa VII - żelazowce: ta rodzina składa się z trzech triad tj. - pierwsza triada: żelazowce Fe, Co, Ni - druga triada: platynowce lekkie Ru, Rh, Pd - trzecia triada: platynowce ciężkie Os, Ir, Pt

7 Pierwiastki zapełniające podpowłoki 4f i 5f tworzą odpowiednio dwie rodziny poddodatkowe - lantanowce - aktynowce

8 Rozmiary atomów i jonów W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro. Tak więc w poszczególnych okresach litowce mają największe promienie atomów, a fluorowce najmniejsze. W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych. Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu.

9 Objętość jonów ujemnych jest większa od objętości atomów, natomiast objętość dodatnich jonów izoelektronowych jest znacznie mniejsza od objętości macierzystego atomu.

10 Jeżeli ilość doprowadzonej energii jest dostateczna do oderwania elektronu od atomu, tzn. ze sfery przyciągania oddziaływania jądra, to atom przekształca się w jon dodatni. pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię potrzebną do przemiany M → M + drugim - do przemiany M + → M 2+ trzecim - do przemiany M 2+ → M 3+.

11

12 Elektroujemność i elektrododatność Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi. Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie, nazywamy elektrododatnimi.

13 Skala elektroujemności Paulinga

14 Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy elektroujemności Różnica elektrouje mności % udział wiązania jonowego Różnica elektrouje mności % 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

15 Wiązanie chemiczne A.Teoria elektronowa Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy. Trwałość energetyczną osiągają cząsteczki przez utworzenie odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w cząsteczce powstają w wyniku "uwspólnienia" elektronów walencyjnych reagujących z sobą atomów. 1.energia dysocjacji (energia wiązania) 2.odległość pomiędzy atomami (długość wiązania) 3.kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny).

16 Wiązanie jonowe (elektronowalencyjne) 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. Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni. Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy jonami są równomiernie rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych, np. wyróżnienie kierunków wartościowości.

17

18 Wiązanie atomowe (kowalencyjne) Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego, poprzez wytworzenie wspólnej pary elektronowej. Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemności.

19 Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązania podwójne lub potrójne.

20

21 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. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego.

22

23 Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka cząsteczki, rozmieszczenie ładunków wykazują biegunowość. Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi. Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy μ μ = q * l

24 SubstancjaMoment dipolowy μ Przenikalność dielektryczna C 6 H 6 CCl 4 CH 4 (ciekły) NH 3 CH 3 OH C 2 H 5 OH H 2 O H 2 O (lód) CH 3 Cl 0 0 0 1,44 1,62 1,66 1,84 0 1,56 2,27 2,24 2 22 33 25,7 80,1 3,2 5,8

25 Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne) Wiązanie donorowo-akceptorowe tym różni się od wiązania atomowego lub atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.

26 Wiązania van der Waalsa (międzycząsteczkowe) Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach. 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.

27 Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych.

28 Wiązanie wodorowe. Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi.

29 Teoria orbitali molekularnych (metoda MO) Teoria 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. Przy kombinacji dwu orbitali atomowych tworzą się dwa energetycznie różne orbitale cząsteczkowe, jeden (nisko energetyczny) wiążący i jeden (wysoko energetyczny) antywiążący.

30

31

32

33 Im bardziej dwa orbitale atomowe różnią się początkową energią, tym słabiej oddziaływują ze sobą i tym mniejsze są potencjalne energie wiązań. W przypadku gdy różnica energii orbitali atomowych wolnych atomów jest bardzo duża, stopień nakładania sie orbitali jest niewielki. Wskutek tego powstające orbitale molekularne tylko nieznacznie różnią się energią i kształtem od pierwotnych orbitali atomowych