Wyklad-37.pdf

(184 KB) Pobierz
Wykład 37
Wiązania chemiczne cząstek
Wiązanie jonowe
Cząsteczką (molekułą) nazywamy najmniejszą cząstkę danej substancji, która ma
podstawowe własności chemiczne substancji. Cząsteczkami jonowymi ( heteropolarnymi )
nazywamy cząsteczki, które powstają w wyniku przekształcenia się oddziałujących atomów we
wzajemnie przyciągające się jony o przeciwnych ładunkach elektrycznych. Taki typ wiązania
atomów w cząstkach jonowych nosi nazwę wiązania jonowego ( heteropolarnego ).
Wiązanie kowalencyjne
Cząsteczkami (molekułami) atomowymi ( homopolarnymi ) nazywamy cząsteczki,
powstające na skutek wiązania chemicznego obojętnych atomów. Wiązanie chemiczne w tych
cząstkach nosi nazwę wiązania
kowalencyjnego . Najprostszą cząstką z wiązaniem
H ), która składa się z dwóch atomów wodoru.
kowalencyjnym jest molekuła wodoru (
Rozważmy dwa atomy wodoru, w przypadku dużych odległości między atomami.
y
1 I
)
y
1 II
)
Oznaczmy przez
funkcję falową elektronu jednego z atomów, a przez
-
s
s
funkcję falową elektronu drugiego z atomów wodoru. Gdy zaczniemy powoli zbliżać do siebie
dwa obojętne atomy wodoru, to przy odległości między atomami rzędu promienia Bohra
r @
a
y
1 I
)
y
1 II
)
funkcji falowe
i
zaczną się przekrywać. Na tym stadium elektron z
0
s
s
jednego atomu wodoru może przyjść na drugi atom i zostać tam związany. Zachodzi jakby
wymiana elektronami, dzięki czemu realizuje się wiązanie obu składających się na molekułę
atomów.
Z punktu widzenia matematycznego możliwość przejścia elektronu z jednego atomu na
y
1 I
)
drugi oznacza, że funkcja falowa elektronu staję się superpozycją funkcji falowych
i
s
y
1 II
)
:
s
y
=
c
y
(
I
)
+
c
y
(
II
)
. (37.1)
1
1
1
s
2
1
s
2
2
Współczynniki c i
c muszą spełniać warunek
c
= c
=
1
/
2
, a zatem istnieją dwie
1
2
funkcje falowe postaci (37.1)
476
794977373.027.png 794977373.028.png 794977373.029.png 794977373.030.png 794977373.001.png
 
1
y
=
[
y
(
I
)
+
y
(
II
)]
, (37.2)
1
c
1
s
1
s
2
1
y
=
[
y
(
I
)
-
y
(
II
)]
. (37.3)
1
a
1
s
1
s
2
y
Dla funkcji
, jak widać z rysunku przedstawionego wyżej, prawdopodobieństwo
1
znalezienia elektronu między jądrami atomów wodoru jest znacznie większa niż poza tym
obszarem. Powstaję nadmiar ładunku ujemnego między protonami (jądrami atomów wodoru) i
właśnie dzięki temu zachodzi "przyciąganie" dodatnie naładowanych protonów. W stanie
477
794977373.002.png 794977373.003.png 794977373.004.png
równowagi siła wiązania kowalencyjnego kompensuje siłę odpychania Coulomba dwóch
protonów.
y
Dla funkcji
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu między jądrami atomów
1
wodoru jest znacznie mniejsze niż poza tym obszarem. W tym przypadku wiązanie chemiczne
między dwoma atomami wodoru nie powstaje.
H funkcją falową elektronu jest funkcją (37.2). Zgodnie
A zatem w molekule wodoru
z regułą Paulego tą samą orbital molekularną (37.2) może również zajmować drugi elektron
H , jeżeli tylko ten drugi elektron będzie miał spin zorientowany przeciwnie do
cząsteczki
spinu pierwszego elektronu. Więc w molekule wodoru
H spiny dwóch elektronów są
sparowane, a ponieważ dla stanu 1 orbitalna liczba kwantowa
l
=
0
wnioskujemy, że
molekuła wodoru nie posiada momentu magnetycznego, czyli jest diamagnetyczną cząstką.
Li . Jednak w odróżnieniu od
Podobne kowalencyjne wiązanie powstaje w molekule
2
molekuły wodoru wiązanie kowalencyjne w cząsteczce
Li tworzą zewnętrzne, walencyjne s
2
2
elektrony atomów litu.
Zasada kierunkowości wiązania
Zgodnie z tą zasadą przy tworzeniu wiązania chemicznego atomy rozmieszczają się w
przestrzeni w taki sposób aby przekrywanie powłok elektronowych atomów było
maksymalnym . Zastosowanie tej zasady daje możliwość w sposób prosty znaleźć budowę
przestrzenną molekuł.
Rozważmy molekułę wody
H 2
O
, która jest zbudowana z atomu tlenu (konfiguracja
2
2
4
elektronowa -
1
s
2
s
2
p
) i dwóch atomów wodoru (konfiguracja atomu wodoru -
1 s ).
1
1
0
-1
m
l
m
­¯
­
­
s
3
Podstawowy stan atomu tlenu, zgodnie z regułami Hunda jest stanem
P (
L
=
1
,
S
=
1
,
2
). Na jednej z p
2
J
=
2
- orbitali znajdują się dwa sparowane elektrony tlenu i ta orbital nie
może tworzyć wiązania chemicznego (zgodnie z zasadą Paulego na tej orbitali nie może
znajdować się trzeci elektron).
478
794977373.005.png 794977373.006.png 794977373.007.png 794977373.008.png 794977373.009.png 794977373.010.png 794977373.011.png 794977373.012.png
Każda z dwóch pozostałych p
2
orbitali zawierają jeden elektron atomu tlenu i właśnie orbitali
2
p
2
p
i
tworzą wiązania kowalencyjne z dwoma atomami wodoru. Zgodnie z zasadą
y
z
kierunkowości wiązania atomy wodoru rozmieszczają się w przestrzeni w taki sposób, że
tworzą kąt HOH
Ð
=90 0 . Z doświadczeń wynika, że HOH
Ð
=104 0 . Ta różnica jest związana z
odpychaniem dodatnie naładowanych protonów.
Jako jeszcze jeden przykład zastosowania zasady kierunkowości wiązania rozważmy
NH , która jest zbudowana z atomu azotu (konfiguracja elektronowa -
molekułę amoniaku
3
2
2
3
1
s
2
s
2
p
) i trzech atomów wodoru (konfiguracja atomu wodoru -
1 s ).
1
1
0
-1
m
l
m
­
­
­
s
4
S
Podstawowy stan atomu azotu, zgodnie z regułami Hunda jest stanem
(
L
=
0
,
S
=
3
/
2
,
3
/
2
). Na każdej z trzech p
2
J
=
3
/
2
- orbitali atomu azotu znajdują się po jednemu elektronu a
zatem atomy wodoru rozmieszczają się w przestrzeni w taki sposób, że tworzą piramidalną
cząsteczkę amoniaku z kątami HOH
Ð
=90 0 . Z doświadczeń wynika, że HOH
Ð
=107 0 . Ta
różnica jest związana, tak samo jak w molekule wody, z odpychaniem dodatnie naładowanych
protonów.
479
794977373.013.png 794977373.014.png 794977373.015.png 794977373.016.png 794977373.017.png 794977373.018.png 794977373.019.png 794977373.020.png 794977373.021.png
Hybrydyzacja
Zastosowanie zasady kierunkowości wiązania do rozważania budowy cząsteczek
zawierających atom węgla nie daje możliwości wytłumaczyć budowy takich cząsteczek jak
CH i
CH . Istotnie atom węgla ma konfigurację elektronową -
2
2
2
1
s
2
s
2
p
.
3
4
1
0
-1
m
l
m
­
­
s
480
794977373.022.png 794977373.023.png 794977373.024.png 794977373.025.png 794977373.026.png

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika:

Zgłoś jeśli naruszono regulamin