Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu

Prezentacja na temat: "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu"— Zapis prezentacji:

1 Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl
Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

2 Elektronowa teoria wiązania chemicznego
Lewisa - Kossela

3 KONSEKWENCJE BUDOWY ATOMU DLA WŁAŚCIWOŚCI PIERWIASTKA
Najbardziej zewnętrzne podpowłoki elektronowe atomu nazywa się powłoką walencyjną. Powłokę walencyjną tworzą podpowłoki o zbliżonej energii, zazwyczaj są to orbitale: s, s i p lub s i d. Elektrony położone na powłoce walencyjnej nazywamy elektronami walencyjnymi. ENERGIA JONIZACJI Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu i przeniesienia go do nieskończoności. W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą trzecią energię jonizacji. Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba). Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu. W tej samej grupie układu okresowego maleje energia jonizacji przy wzroście promienia atomowego.

4 Pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię potrzebną do przemiany M -> M+, drugim - do przemiany M+ -> M2+, a trzecim - do przemiany M2+ -> M3+. A + energia I → A+ + e A+ + energia II → A2+ + e A2+ + energia III → A3+ + e energia I << energia II << energia III Energię jonizacji podajemy w eV/atom lub kJ/mol Najwyższe I energie jonizacji mają gazy szlachetne, a najniższe pierwiastki 1 grupy układu okresowego. Dla dużych atomów, których powłoki walencyjne mają podobne energie, wartości I energii jonizacji nie zmieniają się tak znacznie, jak w atomach o małej liczbie atomowej.

5 POWINOWACTWO ELEKTRONOWE
Powinowactwo elektronowe wyraża ilość energii wydzielanej podczas przyłączenia się elektronu do obojętnego atomu w stanie gazowym. X + e = X- + energia Wraz ze wzrostem liczby atomowej: 1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu). 2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu).

6 W przeciwieństwie do potencjału jonizacyjnego, powinowactwo elektronowe można zmierzyć tylko w nielicznych przypadkach i to niezbyt dokładnie. Pauling ułożył skalę elektroujemności opartą na wartościach wiązań. Posługując się wartościami energii jonizacji EJ oraz powinowactwa elektronowego PE można obliczyć elektroujemności X w skali Paulinga (metoda Mullikena) Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

7 RÓŻNICA ELEKTROUJEMNOŚCI ∆ x Kowalencyjne 0,0 ≤ ∆ x < 0,4
Elektroujemność wolnego atomu jest wielkością stałą. W wyniku tworzenia związków ulega zmianie i zależy od rodzaju i liczby związanych z nim innych atomów. Pojęcie elektroujemności jest użyteczne do określenia typu wiązania w związku, warto więc uwzględnić poniższy podział. TYP WIĄZANIA RÓŻNICA ELEKTROUJEMNOŚCI ∆ x Kowalencyjne 0,0 ≤ ∆ x < 0,4 Kowalencyjne spolaryzowane 0,4 ≤ ∆ x < 1,7 Jonowe ∆ x ≥ 1,7 atom H = 2,1 atom Cl = 3,0 ∆ x = 3,0 – 2,1 = 0,9 Atom Na = 0,9 atom Cl = 3,0 ∆ x = 3,0 – 0,9 = 2,1 Przykład

8 WIĄZANIA CHEMICZNE Wiązanie chemiczne jest to wzajemne oddziaływanie rdzeni atomowych i elektronów walencyjnych tworzących cząsteczkę chemiczną lub makroskopowy zbiór cząsteczek. Tworzenie wiązań jest wywołane dążeniem układu do zmniejszenia posiadanej energii i polega na: Przekształceniu się atomów w jony dodatnie i ujemne Przekształcenie się atomów w cząsteczki kowalencyjne Przekształcenie się atomów w zbiory zlokalizowanych kationów i zdelokalizowanych elektronów. W powstawaniu wiązań chemicznych mogą brać udział elektrony walencyjne, do których należą: W atomach pierwiastków bloku s i p elektrony zewnętrznej powłoki W atomach pierwiastków bloku d elektrony s powłoki zewnętrznej i elektrony d powłoki przedostatniej W atomach pierwiastków bloku f elektrony s powłoki zewnętrznej , elektrony d powłoki przedostatniej i elektrony f powłoki drugiej od zewnątrz.

9 Zmiana energii układu podczas tworzenia wiązania chemicznego.
Zmiana energii układu przy powstawaniu cząsteczek związków chemicznych. Ujemny znak wartości zmiany energii świadczy o obniżeniu się energii układu przy zajściu omawianych reakcji.

10 TEORIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH
TWORZENIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH Elektronowa teoria wiązania chemicznego Kwantowa teoria wiązania chemicznego Pionierem rozwoju teorii wiązania chemicznego był R. Abegg, który sformułował teorię oktetu. W 1916 r. W. Kassel opisał wiązanie jonowe, a G.Lewis wiązanie kowalencyjne. Jednym z podstawowych założeń obu tych teorii było przyjęcie, że w przypadku helu dwa elektrony walencyjne zapewniają szczególną trwałość atomom tych pierwiastków, a w przypadku pozostałych gazów szlachetnych osiem elektronów walencyjnych. Kwantowa teoria wiązania chemicznego w odróżnieniu od teorii elektronowej stosowana jest w chemii kwantowej do opisu wiązań chemicznych. Stosuje się tutaj dwa sposoby opisu elektronów w cząsteczce, tj. metodą orbitali molekularnych metodą wiązań walencyjnych

11 REGUŁA OKTETU I DUBLETU
W procesie tworzenia wiązań chemicznych atom oddaje, pobiera lub uwspólnia taką ilość elektronów aby uzyskać 8 elektronów – oktet. Atomy helowców, z wyjątkiem He (dublet) zawierają oktet w powłoce zewnętrznej, co wyjaśnia ich bierność chemiczną. W przeważającej liczbie związków reguła oktetu jest spełniona. W tym przypadku uzyskują strukturę izoelektronową z atomem helowca położonym najbliżej w układzie okresowym w stosunku do atomu danego pierwiastka. Np.: Na Mg Al dążą do struktury neonu Si P S Cl dążą do struktury argonu Znane są odstępstwa od reguły oktetu elektronowego w związkach typu SF6 lub PCl5. Reguła dubletu Liczba wiązań kowalencyjnych, które może utworzyć atom jest równa liczbie niesparowanych elektronów walencyjnych. Wiązanie powstaje wówczas, gdy dwa elektrony pochodzące od różnych atomów utworzą dublet, czyli parę o przeciwnie skierowanych spinach.

12 WIĄZANIE JONOWE Podczas powstawania wiązania jonowego następuje przekazanie elektronów od atomów pierwiastków chętnie je oddających ( elektrododatnich) do atomów pierwiastków łatwo przyjmujących elektrony (elektroujemnych). Utworzenie jonów powoduje uzyskanie przez nie szczególnie trwałych konfiguracji zewnętrznej powłoki. Struktura związku jest utrzymywana przez oddziaływania elektrostatyczne. Wiązanie jonowe tworzy się pomiędzy atomami o skrajnej różnicy elektroujemności - ∆ x ≥ 1,7 Największy udział tego rodzaju wiązania można zaobserwować w związkach litowców z fluorowcami. Teoretycznie najsilniejszym wiązaniem jonowym charakteryzuje się fluorek fransu - FrF, gdyż posiada największą różnicę elektroujemności

13 NaCl Energia jonizacji Na 5,1 eV
Przykład NaCl Energia jonizacji Na 5,1 eV Powinowactwo elektronowe Cl (energia uwolniona po przyłączeniu elektronu) -3,8 eV Energia potrzebna: 5,1 eV – 3,8 eV = 1,3 eV Na + Cl + 1,3 eV → Na+ + Cl- Energia wiązania: 4,2 eV NaCl + 4,2 eV → Na + Cl

14 Cechy związków jonowych:
Tworzą wiązania jonowe między pierwiastkami różniącymi się znacznie elektroujemnością. Przechodzenie elektronu (elektronów) walencyjnych z jednego atomu do powłoki zewnętrznej drugiego prowadzi do utworzenia jonów. Wzory chemiczne nie są wzorami podstawowego mikroelementu strukturalnego, wyrażają jedynie stosunki stechiometryczne ( w związkach o wiązaniach jonowych powstają duże sieci krystaliczne i w rzeczywistości nie można wyodrębnić poszczególnych cząsteczek). W stanie stałym tworzą jonową sieć krystaliczną Posiadają wysokie temperatury topnienia i wrzenia, ponieważ siły kulombowskiego oddziaływania jonów są znaczne. rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych W stanie ciekłym i stopionym przewodzą prąd elektryczny ( przewodniki II rodzaju).

15 Przykłady związków o budowie jonowej: MgCl,NaNO3, KOH CaO, MgO, NaBr
Warto wspomnieć o często spotykanym wyjątku - fluorowodorze, który pomimo elektroujemności równej 1,9 między wodorem, a fluorem nie tworzy wiązania jonowego, ale kowalencyjne, co wskazuje na nieprecyzyjność tego przyjętego systemu klasyfikacji wiązań. Wzory elektronowe cząsteczek związków o budowie jonowej ( zapis umowny) Wzory elektronowe Sposób zapisu chemicznych wzorów strukturalnych, polegający na zaznaczaniu rozmieszczenia elektronów walencyjnych: uwspólnionych i nieuwspólnionych par elektronów (te ostatnie nazywa się wolnymi, czyli niewiążącymi parami elektronowymi). Poszczególne elektrony oznacza się zazwyczaj kropkami, pary elektronowe zaś dwukropkami albo kreskami obok symbolu danego atomu.

16 WIĄZANIE KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE (atomowe niespolaryzowane)
Jeżeli atomy mają jednakowe (cząsteczki pierwiastka) lub prawie jednakowe wartości elektroujemności, aby zachować tendencję do uzyskania struktury gazów szlachetnych tworzą jedną lub więcej wspólnych par elektronowych. Różnica elektroujemności pierwiastków tworzących wiązania atomowe niespolaryzowane musi zawierać się w przedziale 0,0 ≤ ∆ x < 0,4 Wspólne elektrony jednakowo są przyciągane przez jądra. W tworzeniu wiązania muszą być spełnione reguły: oktetu i dubletu. Jądra tych atomów znajdują się blisko siebie ponieważ elektrony ich zewnętrznych powłok poruszają się swobodnie po orbitalach wspólnych dla obu atomów.

17 Przykłady związków chemicznych: Trichlorek azotu NCl3
Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. W przypadku chloru powstaje jedna wspólna para elektronowa i wtedy każdy z atomów chloru ma 8 elektronów walencyjnych - powstaje oktet a konfiguracja elektronowa staje się podobna do konfiguracji argonu (K2L8M8) Przykłady, gdy utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu: Przykłady związków chemicznych: Trichlorek azotu NCl3 Disiarczek węgla CS2

18 Właściwości związków o budowie kowalencyjnej
W przeciwieństwie do związków jonowych związki kowalencyjne tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek. Istnieje pewna liczba substancji kowalencyjnych, w których nie występują odrębne cząsteczki kowalencyjne, ponieważ wiązania kowalencyjne rozciągają się na całą sieć. Kryształy kowalencyjne, których elementy składowe połączone są wiązaniami kowalencyjnymi ze względu na siłę takich wiązań są to kryształy o dużej twardości i bardzo wysokiej temperaturze topnienia ( w odróżnieniu od kryształów cząsteczkowych), nierozpuszczalne. Przedstawicielem tej grupy kryształów jest diament, krzem pierwiastkowy. Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych. Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory nie przewodzą prądu elektrycznego. Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i powstaniu nowych. Reakcje z ich udziałem zachodzą powoli i przy małej wydajności.

19 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE (atomowe spolaryzowane)
Różni się tym od wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego, że między atomami występuje większa różnica elektroujemności, co skutkuje tzw. polaryzacją wiązania, czyli przesunięciem wiążącej pary elektronowej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Umowne określenie zakłada różnicę elektroujemności w przedziale0,4 ≤ ∆ x < 1,7 Polaryzacja wiązania – wspólna para elektronowa nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. W efekcie niesymetryczny rozkład ładunku prowadzi do powstania cząstkowego ładunku ujemnego (δ-) przy atomie pierwiastka o większej elektroujemności i cząstkowego ładunku dodatniego (δ+) przy atomie o mniejszej elektroujemności. Kształt cząsteczki rozstrzyga o tym, jak ładunki te są rozłożone w przestrzeni. Jeżeli w cząsteczce można biegun ujemny oddzielić od dodatniego jedną płaszczyzną to cząsteczka ta jest polarna, czyli jest dipolem.

20 Wartość momentu dipolowego oblicza się:
Dipol elektryczny Układ dwóch rozdzielonych ładunków elektrycznych o tych samych wartościach bezwzględnych, lecz przeciwnych znakach, oddalonych od siebie na pewną odległość. Kierunek dipola wyznacza oś łącząca atomy, pomiędzy którymi powstaje spolaryzowane wiązanie. Miarą polarności cząsteczki jest wartość jej momentu dipolowego, który stanowi sumę wektorową momentów poszczególnych wiązań. Wartość momentu dipolowego oblicza się: Jednostki: C∙m; ( kulomb x metr) D (debaj) 1 D = 3, –30 C · m Przykłady

21 Symetryczny kształt cząsteczki nie pozwala na oddzielenie płaszczyzną części dodatniej od ujemnej. Wypadkowy moment dipolowy wynosi 0 Moment dipolowy cząsteczki ma wartość 0 D jeśli cząsteczka jest sferycznie symetryczna np.; CO2, CCl4, CH4

22 Wiązanie chemiczne jest tym bardziej spolaryzowane im większa jest różnica elektroujemności tworzących go atomów. Stopień polaryzacji wiązania C-H jest niewielki, gdyż różnica elektroujemności wynosi zaledwie ∆x = 0,4. Cząsteczka metanu nie wykazuje momentu dipolowego ze względu na swą budowę symetryczną, gdyż momenty dipolowe między atomami węgla i atomami wodoru jako przeciwne znoszą się. Z powodu stosunkowo znacznej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru – Δx = 0,84 oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). W cząsteczce chlorowodoru wspólna para elektronowa jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu chloru. Różnica elektroujemności Δx = 0,9 Moment dipolowy cząsteczki μ = 1,02 D

23 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE
Wspólna wiążąca para elektronowa pochodzi w całości tylko od jednego atomu, cząsteczki lub jonu. Dawcę pary elektronowej w wiązaniu koordynacyjnym nazywa się donorem pary elektronowej. Biorcę pary elektronowej nazywa się akceptorem. Donorem zwykle jest niemetal, stanowiący część cząsteczki zdolnej do samodzielnego istnienia. Wiązanie koordynacyjne symbolizujemy jako → (od donora do akceptora) Przykłady Kwas ortofosforowy(V) H3PO4 Kwas azotowy(V) HNO3 Tlenki siarki SO2 i SO3

24 Donorem jest atom azotu, a akceptorem kation wodoru
Przykłady Kation amonowy NH+4 Donorem jest atom azotu, a akceptorem kation wodoru Kwas siarkowy (VI) H2SO4 Z powyższego wzoru elektronowego wynika, że at. S ma układ 12 –elektronowy. Nie jest więc spełniona reguła oktetu ! Spełniona jest reguła oktetu elektronowego

25 WIĄZANIE METALICZNE W sieci metalicznej węzły sieci przestrzennej są obsadzone przez atomy pozbawione elektronów walencyjnych (tzw. "zręby atomowe” – jony dodatnie). Elektrony walencyjne są „zdelokalizowane” i tworzą „chmurę elektronową” (gaz elektronowy Fermiego) przenikającą cały kryształ. Obecność „gazu elektronowego” ogranicza siły odpychania pomiędzy kationami tworzącymi sieć i stabilizuje w ten sposób strukturę krystaliczną metalu. . Obecność „chmury elektronowej” zapewnia kryształom metalicznym przewodnictwo elektronowe. Dzięki ruchliwości elektronów posiadają charakterystyczny połysk, a ciasne ułożenie zrębów atomowych i ich zdolność do drgań zapewnia dobre przewodnictwo cieplne

26 UWAGI KOŃCOWE Granica między wiązaniami kowalencyjnymi i jonowymi jest bardzo płynna. Z formalnego punktu widzenia, przyjmuje się, że wiązania kowalencyjne występują, gdy różnica między elektroujemnościami atomów wynosi nie więcej niż 1,7 w skali Paulinga. Jest to jednak granica bardzo umowna. Dla uproszczenia i wygody przyjęto, że przy dostatecznie dużej różnicy elektroujemności traktuje się jako jonowe, a przy nieco mniejszej różnicy elektroujemności wpływ jonowego efektu jest pomijany. Współcześnie o tym, czy dane wiązanie zaklasyfikować jako kowalencyjne, czy jonowe, decydują dokładne pomiary gęstości chmury elektronowej oraz odległości międzyatomowych, dokonywane zwykle metodą rentgenografii strukturalnej.

27 Źródło „ Szkolny poradnik chemiczny”- Dobkowska, Pazdro Chemia Ogolna WPC1002w - Władysław Walkowiak Chemia 1 ( podręcznik lo) S. Hejwowska, R. Marcinkowski Ilustracje: