Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 1, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce
hannibal00
hannibal008 March 2013

Chemia ogólna i fizyczna - Notatki - Chemia - Część 1, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce

PDF (452.4 KB)
10 strona
818Liczba odwiedzin
Opis
Notatki przedstawiające zagadnienia z zakresu chemii: chemia ogólna i fizyczna;
20punkty
Punkty pobierania niezbędne do pobrania
tego dokumentu
Pobierz dokument
Podgląd3 strony / 10
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.

Chemia ogólna i fizyczna

Niniejszy rozdział zawiera wiadomości z chemii ogólnej i elementy chemii fizycznej,

konieczne dla zrozumienia zjawisk występujących w żywym organizmie, jak również

obserwowanych w trakcie prac związanych np. z technologią postaci leku, recepturą leków i

kosmetyków, technologią żywności itp.

Przez chemię ogólną rozumiemy ten zakres wiedzy, który obejmuje wiadomości dotyczące

wszystkich związków, bez względu na klasę czy rodzaj (np. organiczne i nieorganiczne).

Zaliczymy tu wszelkie prawa, definicje, zasady, reguły itp. Są to więc fundamenty, bez

których nie sposób zrozumieć innych, bardziej szczegółowych informacji o zjawiskach

chemicznych.

Chemia ogólna dość silnie wiąże się z wiadomościami z zakresu tzw. chemii fizycznej, czyli

wiadomościami, które mówią głównie o przemianach fizycznych, ale w kontekście zjawisk

chemicznych. Ponieważ wiele wiadomości można jednocześnie zaliczyć tak do chemii

fizycznej, jak i do chemii ogólnej, połączyliśmy je tu w jedna grupę, by zgodnie z naszym

apelem nie dzielić wiedzy nazakresy a raczej integrować, szukać punktów stycznych.

W dziale tym zamieściliśmy też kilka uwag ogólnych o sposobach rozwiązywania zadań

rachunkowych z chemii. Znajomość paru prostych technik pomoże rozwiązywać nawet

najbardziej skomplikowane problemy chemiczne, które przecież zawsze można podzielić na

kilka prostszych elementów.

Niniejszy rozdział naszej witryny zawiera omówienie kilku podstawowych reguł i zasad

obowiązujących w chemii, bardzo przydatnych w procesie zdobywania wiedzy o

charakterze i właściwościach pierwiastków poszczególnych grup. Warto się z nim

zapoznać przed rozpoczęciem studiowania właściwości pierwiastków. Znając i

rozumiejąc podstawowe zależności skutkowo-przyczynowe wiążące właściwości danego

pierwiastka z budową jego atomów i form cząsteczkowych, łatwiej zrozumieć i

zapamiętać zachowanie się danego pierwiastka w konkretnej sytuacji chemicznej. Zanim

jednak poznamy kilka prostych zależności, będących podstawą chemii, chciałbym

zwrócić uwagę na coś, co podręczniki chemii i wykładowcy najczęściej pomijają

milczeniem, a co jest niezmiernie istotne dla swobodnego poruszania po "chemicznym

poletku". Częściowo piszę już o tym na stronie poświęconej problemowi "Jak się uczyć"

(by polubić chemię) - jeśli jeszcze tam nie byłaś, radzę, zajrzyj.

To, że każdy kij ma dwa końce a każdy medal ma dwie strony wiemy doskonale nie od

dziś. Pamiętać o tym musimy także w trakcie nauki chemii. Zasady, reguły, podziały, ba,

nawet niekiedy prawa, to najczęściej uogólnienia typowych zachowań pierwiastków i

związków w typowych sytuacjach. Ich znajomość pozwala nam przewidzieć najbardziej

prawdopodobne zachowanie się związku w danej sytuacji. Dzięki nim dość szybko

docsity.com

jesteśmy w stanie ogarnąć całość chemii i jej podstawowe prawa. To jedna strona

medalu.

Jest oczywiście i druga strona. Biada temu, kto do końca uwierzy w jednoznaczność

przyswojonych zasad i reguł - raz, dwa zginie w gąszczu odstępstw i wyjątków! Ponadto

należy pamiętać, że owe wyjątki, to najczęściej nie są żadne wyjątki, tylko konsekwencje

rzeczywistych i niezmiennych praw przyrody, a w danej sytuacji dały wynik inny od

spodziewanego, bo przewidując spodziewane nie wzięliśmy pod uwagę bezwzględnych

praw przyrody i wszystkich rzeczywistych parametrów zjawiska (bo to trudniejsze) tylko

proste, poznane reguły - i stąd niespodzianka. Niespodzianka, która dla umiejącego

(rozumiejącego) chemię żadną niespodzianką być nie powinna.

Tak więc podstawy chemii serwowane nam przez podręczniki przyrównać możemy do

mapy, która pozwala nam wytyczyć główne kierunki marszruty z punktu A do punktu B.

Poruszając się jednak zgodnie z tymi założeniami trafimy, a to na ulicę jednokierunkową,

a to na zakaz skrętu, a to na ulicę zamkniętą przez policję, bo będą jechać VIP-y ... itp. itd.

Czyli wszystko niby zgodnie z prawdą (mapą) tylko w efekcie spóźnimy się na spotkanie.

Jeśli chcemy być pewni, że będziemy punktualnie, musimy oprócz ogólnej znajomości

topografii poznać również tzw. organizacje ruchu i dowiedzieć się w miarodajnych

źródłach, czy nie planuje się zdarzeń wyjątkowych. Wtedy dopiero mamy szansę, że

zajedziemy na spotkanie punktualnie, oczywiście, jeżeli nie zepsuje się nam samochód (w

chemii przypadek też stosunkowo często decyduje o końcowym efekcie przemian!).

A jak już mówimy o przypadku w chemii, to trzeba jasno powiedzieć (o czym znów

większość podręczników milczy), że w zdecydowanej większości zjawisk chemicznych (i

nie tylko chemicznych ...) mamy do czynienia z parametrami układu, które maja charakter

średnich, wypadkowych wartości poszczególnych cząsteczek czy atomów. Jak długo

mamy do czynienia z układem w skali makro (np. kilka mililitrów roztworu) parametry te

są stałe, wyliczalne - np. temperatura, stężenie, skręcalność płaszczyzny światła

spolaryzowanego ... Jeśli jednak weźmiemy pod uwagę tylko kilka cząsteczek tego

roztworu, parametry te przestaną być jednoznaczne, wyliczalne, a nawet mogą stracić

sens.

Wyobraźmy sobie układ złożony z 1 ml wody w zamkniętym szklanym naczyniu o

pojemności 25 ml, w warunkach standardowych. Bez trudu każdy określi, że mamy do

czynienia z cieczą, nad którą znajduje się para nasycona, temperatura odzwierciedla

średnią energię kinetyczną cząsteczek wody, współczynnik załamania światła wynosi nD =

1,3333, skręcalność wynosi zero, powierzchnie cieczy charakteryzuje napięcie

powierzchniowe, siły kapilarne (zwilżanie szkła) powodują powstanie menisku wklęsłego

itp. itd.

A teraz wyobraźmy sobie ten sam układ, zmieniony tylko ilościowo - zamiast 1 ml wody

w naczyniu mamy 1 cząsteczkę H2O. Tu już nie ma mowy nawet o określeniu czy w

naczyniu jest ciecz czy para, mówienie o napięciu powierzchniowym nie ma sensu, itp.

itd.

Zmniejszenie ilości cząsteczek wody w naczyniu z 3,3·10 22

(tyle ich jest mniej więcej w 1

docsity.com

ml wody) do 1 spowodowało całkowitą zmianę w charakterze układu, jego jakości. Rodzi

się więc pytanie o granicę między tymi dwiema "jakościami", będącymi tylko wynikiem

zmian ilościowych (ilości cząsteczek w naczyniu). Innymi słowy - ile cząsteczek musi

być w naczyniu, by układ pod względem jakości nie odbiegał od wyjściowego 1 ml. I tu

prostej, jednoznacznej odpowiedzi nie ma - właśnie ze względu na ten "statystyczny"

charakter chemii. Statystyka bazuje na prawdopodobieństwie, które pozwala przewidywać

trafnie zjawiska przebiegające w dużych skupiskach elementów, jest natomiast zupełnie

bezsilna w przypadku przewidywania zachowania się pojedynczego elementu (możemy

wyliczyć, że do wyborów pójdzie 60% uprawnionych, nie jesteśmy jednak w stanie

imiennie przewidzieć, którzy to będą, ani niezawodnie określić, czy nasz sąsiad pójdzie

głosować czy nie). Zatem, im więcej elementów (cząsteczek w naczyniu) tym nasze

przewidywania zachowania się układu (jego parametrów) są precyzyjniejsze, i jako

średnie, coraz bardziej stabilne.

Jest jeszcze jeden aspekt tego problemu. Dość często otrzymuję prośby o odpowiedź na

pytanie, czy A reaguje z B, lub temu podobne. W takim przypadku możliwe są dwa

podejścia - "filozoficzne" (każda reakcja jest teoretycznie możliwa, ta więc też) lub

praktyczne (czy w wyniku reakcji A z B powstanie odpowiednio dużo produktu, czy

warunki reakcji będą możliwe do uzyskania itp.). W tym drugim przypadku wszystko

zależy od tego co uznamy za "odpowiednio dużo" czy "możliwe do uzyskania". A więc -

nic nie jest tak proste ...

No a teraz, skoro podstawowe zagrożenia są już rozpoznane - siadamy do mapy ...

Konfiguracje elektronowe

Zgodnie z zasadą uzyskiwania przez układ jak najniższej z możliwych w danej sytuacji,

energii, elektrony w atomach kolejnych pierwiastków obsadzają orbitale w taki sposób, by

zachować stan jak najniższej energii. Energia orbitali zależy głównie od dwóch czynników:

głównej liczby kwantowej n (numer powłoki elektronowej) i pobocznej liczby kwantowej l

(typ orbitala). Energia elektronu rośnie tym bardziej im dalszą od jądra zajmuje on powłokę.

W obrębie tej samej powłoki najniższa jest energia elektronów obsadzających orbital s,

następnie wyższa dla p (identyczna dla wszystkich trzech px, py i pz), dalej analogicznie dla

elektronów na orbitalach d i w końcu f. Należy tu także pamiętać o zakazie Pauliego i regule

Hunda.

Ta piękna systematyczność w obsadzaniu kolejnych orbitali przez elektrony kolejnych

pierwiastków jest zachowana w trzech pierwszych okresach (od wodoru do argonu), których

zawartość obejmuje pierwiastki w których obsadzane są orbitale s i p. Po wypełnieniu orbitala

3p (argon), zgodnie z powyższa regułą powinno nastąpić zapełnianie orbitala 3d. Dzieje się

jednak inaczej. Orbital 4s gwarantuje niższą energie niż 3d i to on jest wcześniej zapełniany

docsity.com

elektronami (potas: 1s 2

2s 2 p

6 3s

2 p

6 d

04s

1 ; wapń: 1s

2 2s

2 p

6 3s

2 p

6 d

04s

2 ). Po zapełnieniu

orbitala s wyższej powłoki (4s) następuje powrót do powłoki niższej i dalej zgodnie z regułą

zapełniane są orbitale typu d (5 orbitali 3d, 10 elektronów w 10 kolejnych pierwiastkach od

Sc do Zn). Po wypełnieniu orbitali 3d, dalej zgodnie z regułą wypełniane są orbitale p (3

orbitale 4p, 6 elektronów, od Ga do Kr).

Analogicznie dzieje się w obrębie okresu 5 i 6, przy czym w okresie 6, po ulokowaniu na

orbitalu 5d jednego elektronu następuje wypełnienie orbitali 4f. Jest to grupa 14

pierwiastków, rozpoczynająca się lantanem (La: 1s 2

2s 2 p

6 3s

2 p

6 d

104s

2 p

6 d

10 f

0 5s

2 p

6 d

1 f

06s

2

), zwana lantanowcami. Mają one konfiguracje dwóch ostatnich powłok identyczną, (5s 2 p

6 d

1 f

06s

2 ) bowiem uzupełniana jest powłoka trzecia, licząc od najdalszej (7 orbitali 4f, 14

elektronów-14 pierwiastków).

Po zapełnieniu orbitali 4f wszystko "wraca do normy" (tej już trochę "zmodyfikowanej") i

następuje wypełnianie orbitali 5d (pierwiastki od La do Hg)

Analogicznie dzieje się w okresie 7, gdzie po aktynie (Ac: 1s 2

2s 2 p

6 3s

2 p

6 d

104s

2 p

6 d

10 f 14

5s 2 p

6 d

10 f

06s

2 p

6 d

1 f

0 7s

2 ) występuje grupa aktynowców, uzupełniających orbitale 5f.

Nie jest to, niestety, jedyne odstępstwo od tej prostej reguły systematycznego obsadzania

orbitali przez elektrony w atomie poszczególnych pierwiastków. Ponieważ, jak

powiedzieliśmy wcześniej, energia danego orbitala zależy zarówno od głównej liczby

kwantowej (tu podstawowe znaczenie ma oddziaływanie dodatniego ładunku jądra na ujemne

elektrony, im liczba kwantowa większa, tym dalej elektron od jądra i tym oddziaływanie to

jest słabsze) jak i od typu orbitala (co wiąże się między innymi z oddziaływaniem z innymi

elektronami atomu). Zatem im dalej od jądra atomowego, tym mniejsze znaczenia ma

oddziaływanie ładunku jądra atomowego a wzrasta znaczenie oddziaływań innych

elektronów. Powoduje to w konsekwencji, że różnice energetyczne między orbitalami są

coraz mniejsze i coraz częściej dochodzi do sytuacji, że reguła kolejności obsadzania w

poszczególnych przypadkach nie jest zgodna z kolejnością energetyczną orbitali. Stąd te

"modyfikacje". Oprócz tych odstępstw opisanych wyżej istnieje jeszcze 10 indywidualnych,

z których pamiętać szczególnie warto o Cr, Mo (grupa 6; zamiast d 4 - s

2 mamy d

5 - s

1 ), Cu,

Ag, Au (grupa 11; zamiast d 9 - s

2 mamy d

10 - s

1 ), Pt, Pd (grupa 10; zamiast d

8 - s

2 mamy d

9 -

s 1 lub d

10 - s

0 ). Można tu zauważyć pewna "skłonność" pierwiastków do obsadzania orbitali d

5 bądź 10 elektronami, kosztem obsadzeń orbitali s ostatniej powłoki (np. d 5 s

1 zamiast d

4 s

2 w

chromie czy d 10

s 1 zamiast d

9 s

2 w miedzi). Trochę to przypomina dążność do wysycenia

powłoki walencyjnej oktetem elektronowym.

I na koniec najważniejsze - co z tego wszystkiego wynika?

Chemiczne właściwości pierwiastków są zdeterminowane głównie przez lokalizacje i energię

elektronów walencyjnych. Znając ich konfigurację można przewidzieć wartościowości,

elektroujemności, zdolność tworzenia kompleksów, wiązań koordynacyjnych i wiele innych

właściwości. Łatwiej również zapamiętać wyjątki i odstępstwa od ogólnych zasad i reguł, bo

są one zazwyczaj silnie związane z nietypową dla danej grupy konfiguracją. Tak więc

podanych powyżej wiadomości nie należy traktować jako "sztuki dla sztuki" a raczej jako

klucz do zapamiętania i zrozumienia wielu odstępstw od okresowości właściwości

chemicznych (a często także fizycznych) pierwiastków.

docsity.com

Elektroujemność

Elektroujemność pierwiastków można rozumieć dwojako - jako cechę, właściwość atomów

danego pierwiastka do przyłączania dodatkowych elektronów, lub jako wartość

półempirycznego parametru. Wartości tego współczynnika dla poszczególnych pierwiastków

pierwszy obliczył (i przede wszystkim zaproponował sposób ich wyliczania) Pauling. Później,

stosując nieco inne podejście i sposób liczenia wartości parametru elektroujemności podali

Rochow i Allred. Istnieje również inna metoda liczenia zastosowana przez Mullikena. W

każdej z tych metod otrzymuje się nieco różne wartości dla tego samego pierwiastka, z czego

wynika prosty wniosek, że nie należy do wartości parametru elektroujemności przywiązywać

zbyt dużej wagi i traktować go należy jako parametr wyłącznie pólilościowy. Różnice

pomiędzy elektroujemnością obliczoną różnymi metodami zazwyczaj nie przekraczają

wartości 0,3, choć w pojedynczych przypadkach różnica ta może nawet przekroczyć wartość

1.

Elektroujemność, w rozumieniu samego zjawiska, jako tendencja do przyłączenia

dodatkowego elektronu, zależy w głównej mierze od dwóch czynników: promienia atomu

oraz dążenia do uzyskania najbardziej trwałej konfiguracji oktetu elektronowego. Pierwszy

czynnik związany jest z siłą oddziaływania dodatnio naładowanego jądra atomowego, która

głównie zależy od wielkości ładunku jądra i promienia atomu - praktycznie można przyjąć, że

siła ta słabnie wraz ze wzrostem promienia atomu. Drugi czynnik - chęć uzyskania oktetu

elektronowego, należy rozważać w układzie dwóch atomów połączonych wiązaniem. Tu

decydującą rolę odgrywa prawdopodobieństwo. W połączonych w cząsteczkę MgO atomach

większe jest prawdopodobieństwo uzyskania oktetu przez atom tlenu poprzez przyłączenie

dwóch elektronów niż przez atom magnezu, który w tym celu musiałby przyłączyć aż sześć

elektronów. Łatwiej mu (istnieje większe prawdopodobieństwo takiego zachowania) uzyskać

oktet przez oddanie dwóch elektronów. Stąd czasem mówimy o pierwiastkach

elektrododatnich, dla podkreślenia, że łatwiej przechodzą w postać z oktetem elektronowym

przez oddanie elektronów i uzyskanie ładunku dodatniego niż przez przyłączenie elektronów

(taka "odwrotna" elektroujemność).

Elektroujemność pierwiastków (a dokładniej różnice elektroujemności między pierwiastkami

połączonymi wiązaniami chemicznymi) wpływając na wielkość polaryzacji poszczególnych

wiązań powoduje powstawanie, w elektrycznie obojętnej cząsteczce, miejscowych ładunków

dodatnich i ujemnych, co z kolei ma znaczący wpływ na reaktywność związków chemicznych

(wytwarzają się swoiste "punkty zaczepienia" dla drugiej cząsteczki substratu). Ładunki te

determinują także w znacznym stopniu właściwości fizyczne związku (np. rozpuszczalność

czy temperaturę topnienia lub wrzenia). Są też podstawowym czynnikiem określającym

charakter wiązania między dwoma atomami (kowalencyjne, jonowe ...).

Znajomość elektroujemności i jej wpływu na reaktywność i właściwości związków

chemicznych jest podstawową wiedzą, konieczną do zrozumienia chemicznych przemian i

fizykochemicznych właściwości związków.

Energia Orbitali

"Energetyczna" kolejność orbitali (poboczna liczba kwantowa l) w atomie przedstawia się

następująco:

docsity.com

okres1234567

orbital 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d4p 5s 4d5p 6s 4f5d6p 7s 5f 6d 7p

pierwiastki Sc - Zn Y - Cd

La - Hg

lantanowce aktynowce

Hybrydyzacja orbitali [±²]

Zrozumienie pojęcia orbitalu jest podstawowym warunkiem zrozumienia zjawiska

hybrydyzacji orbitali, a to z kolei jest wiedzą niezbędną do przewidywania przestrzennej

budowy cząsteczek i związanym z tym ich zachowaniem się w czasie reakcji.

Pojęcie hybrydyzacji łatwiej sobie przyswoić, jeśli rozpatrywać je będziemy w kontekście

wiązania chemicznego - już istniejącego lub tworzącego się w trakcie reakcji chemicznej.

Pamiętając, ze orbital, to miejsce w przestrzeni określone energią wzajemnie przenikających

się pól elektrycznych i magnetycznych pochodzących od elementów atomu, łatwo zrozumieć,

że inny atom, znajdujący się dostatecznie blisko (wiązanie chemiczne lub reakcja) zakłóca

swoim polem elektrycznym dotychczasowe relacje energetyczne i powoduje powstanie

nowych, nieco inaczej rozłożonych w przestrzeni i o nieco innej energii obszarów, które

nazywamy orbitalami zhybrydyzowanymi. Konieczność wprowadzenia pojęcia hybrydyzacji

orbitali wynikła z doświadczalnych danych, które wskazywały, że konfiguracja elektronowa

atomów w związku chemicznym często jest inna niż w atomach wolnego pierwiastka. Ta

"inność" dotyczyła zarówno energii, kształtu jak i rozmieszczenia orbitali w przestrzeni.

Ponieważ parametry te w orbitalach atomów wbudowanych w cząsteczkę związku były

"uśrednione" w stosunku do parametrów w atomach pierwiastkowych zjawisko to nazwano

hybrydyzacją. Można powiedzieć (pamiętając o znaczku [±²]), że hybrydyzacja następuje w

trakcie reakcji pod wpływem czynników zewnętrznych (substratów reakcji). Najczęściej

spotykany typ hybrydyzacji to sp x (x 1-3), czyli powstanie nowych, zhybrydyzowanych

orbitali, tworzących wiązania chemiczne, będących "uśrednieniem" orbitalu typu s z jednym

(sp), dwoma (sp 2 ) lub trzema (sp

3 ) orbitalami typu p.

Zgodnie z regułą osiągania najniższej z możliwych energii układu, orbitale w przestrzeni

układają się tak, by zminimalizować siły odpychania pomiędzy elektronami poszczególnych

orbitali.

Rozpatrzmy przykład dwóch, pozornie dość podobnych cząsteczek H–Be–H (wodorek

dwuwartościowego berylu) i H–O–H (wodorek dwuwartościowego tlenu, woda). W

przypadku berylu konfiguracja powłoki walencyjnej (biorącej udział w wiązaniach

chemicznych) to dwa sparowane elektrony na orbitalu 2s. Aby utworzyć wiązanie z orbitalem

s wodoru musi się na niego nałożyć orbital berylu zawierający niesparowany elektron. Musi

zatem dojść najpierw do wzbudzenia atomu berylu. Ponieważ atom ten ma nieobsadzone 3

orbitale typu p, nastąpi przejście jednego elektronu z 2s 2 na 2p

1 , co w konsekwencji wywoła

hybrydyzację sp i powstaną dwa, ułożone w jednej linii, orbitale sp zawierające po 1

niesparowanym elektronie. Te wzbudzone orbitale utworzą wiązanie z orbitalami s atomów

wodoru. Powstanie liniowa cząsteczka BeH2.

W przypadku tlenu konfiguracja powłoki walencyjnej to s 2 p

4 , co dla atomu tlenu w

cząsteczce wody daje rozkład elektronów walencyjnych 2-2-1-1, a więc możliwość

przyłączenia dwóch atomów wodoru (przyjęcia dwóch elektronów i utworzenie układu 2-2-2-

2). W takim przypadku wszystkie cztery orbitale atomu tlenu są wypełnione i dochodzi do

hybrydyzacji sp 3 (także dwie "wolne" pary elektronowe tlenu znajdą się na

docsity.com

zhybrydyzowanych orbitalach). Stąd cząsteczka wody nie jest liniowa, bowiem orbitale w

hybrydyzacji sp 3 tworzą układ tetraedryczny, a zatem wiązania O–H tworzą kat około 110°.

Energie wiązań

W dużym uproszczeniu (jak to zwykle u nas) można powiedzieć, ze wiązanie chemiczne

między dwoma atomami następuje wówczas, gdy atomy te zbliżą się do siebie w taki sposób i

na taką odległość, że ich orbitale z powłok walencyjnych pokryją się (znajdą się w tym

samym miejscu w przestrzeni) w sposób znaczny. Warunkiem powstania wiązania jest, aby w

przestrzeni nałożonych orbitali znajdowały się dwa elektrony o przeciwnych spinach.

Najczęściej jeden elektron pochodzi od jednego atomu, drugi od drugiego - nie jest to jednak

jedyny przypadek. Może się zdarzyć (wiązania koordynacyjne), że wspólną przestrzeń obu

orbitali zbuduje pusty orbital jednego atomu i wypełniony orbital drugiego.

[±²] Energia (siła wiązania atomów) i charakter (np. reaktywność) tak powstałego wiązania

głównie zależeć będzie od energii orbitali tworzących wiązanie, od stopnia uwspólnienia ich

przestrzeni (stopnia nałożenia się orbitali) oraz różnicy elektroujemności atomów tworzących

to wiązanie. Stopień nałożenia się orbitali tworzących dane wiązanie w dużej mierze będzie

zależał od przestrzennego rozmieszczenia orbitali względem siebie i od istniejących już

wiązań (patrz wiązania wielokrotne). Pewien wpływ na charakter wiązania może mieć także

środowisko. Chlorowodór (HCl) w stanie gazowym ma trwałe wiązanie kowalencyjne, które

po wprowadzeniu do roztworu wodnego pod wpływem wody łatwo przechodzi w jonowe i

chlorowodór ulega dysocjacji elektrolitycznej.

Ponieważ parametry wpływające na energię wiązania są stałe (w pewnym przybliżeniu, ale

dla celów praktycznych wystarczająco dokładnym) dla wiązań występujących między

atomami danych pierwiastków, wartości tych energii zostały wyznaczone i mogą służyć do

obliczania efektów energetycznych reakcji. Ponieważ rozerwanie danego wiązania wymaga

nakładu energii równego energii danego wiązania, a powstanie nowego wiązania uwalnia taką

ilość energii jaka charakteryzuje to wiązanie, obliczając różnicę pomiędzy sumą energii

wiązań substratów i produktów (oczywiście z uwzględnieniem stechiometrii reakcji) możemy

obliczyć efekt energetyczny reakcji. W sposób precyzyjniejszy mówi o tym prawo Hessa.

Typy wiązań

Zrozumienie istoty wiązania między atomami i różnic w charakterach tych wiązań to ważny

element wiedzy chemicznej. Trzeba jednak znów w tym miejscu przypomnieć, że omawiając

tę problematykę stosujemy olbrzymie uproszczenia, po to, by w sposób najmniej zawiły

wyjaśnić podstawy (inaczej bowiem mało kto byłby w stanie coś z tego zrozumieć i

zapamiętać!). Przede wszystkim, pamiętajmy, że wiązanie to nie kreska łącząca dwa atomy,

elektrony tworzące wiążącą parę nie tkwią w bezruchu między wiązanymi atomami,

polaryzacja to nie przesunięcie nieruchomych elektronów w okolice jednego atomu ... i

ogólnie pamiętajmy, że to co piszemy na papierze, to tylko symbole, a to co mówimy na ten

temat, to uproszczenia. Ponieważ stosując te uproszczenia możemy dość dobrze tłumaczyć

makroskopowe właściwości substancji, większości z nas takie podejście wystarczy (pod

warunkiem, że pamiętamy iż ... nic nie jest tak proste jak się nam wydaje ...) a głodnych

wiedzy na temat rzeczywistości odsyłam do mechaniki kwantowej.

Wiązania chemiczne najczęściej dzielimy na :

docsity.com

atomowe (kowalencyjne) Występują w przypadku, gdy

powiązane atomy maja identyczne

elektroujemności a wiązanie

budowane jest na zasadzie, że

wspólna para wiążąca zbudowana

jest z elektronów pochodzących od

obydwu atomów.

W bardzo dużym uproszczeniu

można powiedzieć, że siłą łączącą

w tego typu wiązaniach jest

przyciąganie przez każdy z

elektronów wiążących obydwu

jąder atomów wiązanych. Każdy

elektron wiąże "swoje" jądro

atomowe, a wspólny orbital wiąże

elektrony w parę (przeciwne

spiny!).

W praktyce "czyste"

wiązania atomowe

występują niezmiernie

rzadko. Można za takie

uważać np. wiązania Cl-

Cl.

atomowe

spolaryzowane Chyba najczęstszy przypadek

(szczególnie w chemii organicznej).

Występuje, gdy wiązanie powstałe z

uwspólnienia pary złożonej z

elektronów pochodzących od

obydwu wiązanych atomów jest na

skutek różnicy w elektroujemności

łączonych atomów lub wpływu

pozostałej części cząsteczki związku

przesunięte w kierunku bardziej

elektroujemnego centrum. Elektrony

wiązania są w ciągłym ruchu, to

przesunięcie w kierunku jednego z

atomów możemy rozumieć jako

częstsze przebywanie elektronów w

okolicy bardziej elektroujemnego

atomu.

Przykładem może być

wiązanie O–H. Silnie

elektroujemny atom

tlenu "ściąga" w swoim

kierunku wspólną parę

elektronów wiążących.

Polaryzacja ta może być

stosunkowo niewielka

(grupy OH w

alkoholach), dość silna

(np. w kwasach

karboksylowych, na

skutek dodatkowego

oddziaływania grupy

karbonylowej C=O), lub

bardzo silna w

tlenowych kwasach

nieorganicznych, gdzie

mamy już do czynienia

z wiązaniem jonowym

(np. w HNO3 czy

H2SO4).

jonowe Występuje wówczas, gdy siła

przyciągania elektronów wspólnej

pary przez jeden z atomów jest tak

duża, że oba elektrony przechodzą

wyłącznie w zasięg oddziaływania

jądra jednego atomu i przestają

tworzyć parę łączącą (znika

Przyjmuje się, że o

wiązaniu jonowym

mówimy wówczas, gdy

różnica

elektroujemności

wiązanych atomów

przekracza 1,5

(pamiętając

docsity.com

mechanizm wiązania atomowego).

Siłą łączącą takie dwa atomy jest

jedynie oddziaływanie

elektrostatyczne (siły Coulomba)

dodatnio wówczas naładowanego

kationu (oddał elektron) i ujemnie

naładowanego anionu (ma w

stosunku do ładunku swojego jądra

jeden elektron w nadmiarze).

jednocześnie co o

elektroujemności

mówiliśmy wcześniej).

Wiązania jonowe

najczęściej są tak słabe,

że ulegają rozpadowi

pod wpływem

polarnych

rozpuszczalników

(dysocjacja

elektrolityczna w

wodzie i innych

rozpuszczalnikach)

koordynacyjne

(donorowo-

akceptorowe)

Tym się różni od atomowego, że

para elektronowa zawarta na

uwspólnionym orbitalu należy

wyłącznie do jednego z atomów.

Przed stworzeniem wiązania na

jednym orbitalu była para

elektronowa a orbital drugiego

atomu był nieobsadzony. Wiązania

tego typu oznaczamy zazwyczaj

przy pomocy strzałki od atomu z

wypełnionym orbitalem do atomu z

orbitalem pustym (od donora do

akceptora).

Wiązania tego typu

występują w związkach

kompleksowych (często

w jonach

kompleksowych np.

NH4 +

czyli NH3 —>H + ).

W cząsteczkach

obojętnych można

"wykryć" występowanie

wiązania donorowo-

akceptorowego bazując

na zasadzie (nie zawsze

zgodnej z

rzeczywistością), że

ilość elektronów

tworzących wiązania

wokół jednego atomu

nie może przekraczać 8.

wodorowe Bardzo istotne, acz bardzo słabe

oddziaływania z pogranicza wiązań

chemicznych i oddziaływań dipol-

dipol. Wiązaniami nazywane są

trochę "na wyrost", z charakteru

bardziej przypominają

oddziaływania elektrostatyczne

(dipolowe) ale ze względu na udział

w tych oddziaływaniach orbitali

nazwa "wiązania" jest powszechnie

akceptowana.

Wiązania wodorowe nie

maja praktycznie

znaczenia jako wiązania

tworzące cząsteczkę,

mają natomiast bardzo

duży wpływ na fizyczne

i fizykochemiczne

właściwości substancji.

Wysoka temperatura

wrzenia i niska lotność

wody czy alkoholi,

stabilność drugo- i

trzeciorzędowej

struktury białek, udział

w zjawisku adsorpcji -

docsity.com

Tego typu oddziaływania powstają

w przypadku istnienia w cząsteczce

związku chemicznego atomów z

"wolnymi" parami elektronowymi

(głównie tlen i azot), powiązanych z

wodorem (O–H, N–H, S–H).

Elektroujemność atomu z wolnymi

parami elektronów powoduje, że

atom wodoru uzyskuje częściowy

ładunek dodatni i w związku z tym

staje się słabym akceptorem wolnej

pary elektronowej atomu takiej

samej grupy drugiej cząsteczki

(wiązania międzycząsteczkowe) lub

czasem innej grupy w obrębie tej

samej cząsteczki (np. kwas

salicylowy - o-

hydroksybenzoesowy).

to tylko niektóre,

istotniejsze, praktycznie

objawy istnienia tego

typu oddziaływań.

Wiązania wodorowe,

szczególnie w

przypadku niezbyt

stężonych roztworów

maja charakter wybitnie

"statystyczny". tzn.

istnieją w określonym

procencie w stosunku

do całości układu,

natomiast w przypadku

konkretnych cząsteczek

pojawiają się i znikają.

Ich siła wiązania jest tak

niewielka, że nawet

zderzenia z innymi

cząsteczkami mogą być

przyczyną zerwania

takich wiązań.

Jak to zwykle bywa przy podziałach tego typu "czyste" rodzaje wiązań spotykamy

niezwykle rzadko. Wiązanie kowalencyjne, atomowe możemy uznać za skrajny

przypadek z jednej strony a wiązanie w pełni jonowe z drugiej. Wiązania, które

spotykamy w praktyce chemicznej lokują się pomiędzy nimi, raz bliżej pierwszej

skrajności, raz drugiej. Ze względów praktycznych jedne uznamy za spolaryzowane a inne

za jonowe, choć nie raz spotkamy się też z określeniem, że dane wiązanie jest np. w 40%

jonowe. Podchodząc ortodoksyjnie do podanego powyżej podziału (czego, jak już wiemy,

robić nie należy), oburzymy się, twierdząc, że takie sformułowanie nie ma sensu. Jeśli

jednak pamiętamy, co na wstępie powiedzieliśmy o wiązaniach, takie sformułowanie nas

nie oburzy, a odczytamy je tak, że 40% cząsteczek w danym momencie wykazuje

charakter jonowy, a pozostałe atomowy, spolaryzowany (pamiętamy - "statystyczność"

zjawisk).

Istnieje jeszcze jeden podział wiązań, najczęściej pojawiający się w momencie omawiania węglowodorów

nienasyconych. Stwarza to znowu nieuprawnione wrażenie, że wiązania tam opisane dotyczą tylko związków

organicznych. Żeby tego wrażenia uniknąć omówmy te wiązania tu. Chodzi o wiązania  i  czyli ogólniej o

wiązania wielokrotne.

Jeżeli przyjmiemy, że wiązania między atomami w cząsteczce tworzą elektrony orbitali s i p ostatniej

powłoki (jest to prawda w przypadku zdecydowanej większości związków), oraz pamiętając o przestrzennym

usytuowaniu orbitali, (także po hybrydyzacji - patrz orbital i hybrydyzacja), a także o tym, że powstanie

wiązania to nałożenie się współosiowe orbitali, dojdziemy do wniosku, że stworzenie dwóch wiązań między

dwoma atomami jest z geometrycznego punktu widzenia niemożliwe:

docsity.com

komentarze (0)
Brak komentarzy
Bądź autorem pierwszego komentarza!
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome