1.Atomy, cząsteczk i wiązania chemiczne.pdf

ATOMY, CZ Ą STECZKI,

WI Ą ZANIA CHEMICZNE

Iwona ś ak

STRUKTURA ATOMOWA I WI Ą ZANIA

CHEMICZNE

Atomy składaj ą si ę z dodatnio naładowanego j ą dra atomowego oraz z ota-

czaj ą cych go ujemnie naładowanych elektronów. Praktycznie cała masa atomu

skupia si ę w j ą drze, zawieraj ą cym elektrycznie oboj ę tne neutrony i dodatnio nała-

dowane protony. Elektrony o niewielkiej masie kr ąŜą w odległo ś ci około 10 -10 m,

czyli 100 pikometrów (pm) lub 1 angstrema od j ą dra atomowego.

Liczb ę protonów obecnych w j ą drze atomowym okre ś la liczba atomowa ,

która ma t ę sam ą warto ść dla wszystkich atomów tego samego pierwiastka, np. 1

dla H; 6 dla C, 7 dla N, 8 dla O, 11 dla Na. Sum ę protonów i neutronów okre ś la

liczba masowa . Atomy danego pierwiastka mog ą mie ć ró Ŝ ne liczby masowe,

w zale Ŝ no ś ci od zawarto ś ci neutronów w j ą drze. Masa atomowa pierwiastka to

warto ść ś rednia liczb masowych wielu atomów pierwiastka. Fakt, Ŝ e masa atomo-

wa stanowi warto ść ś redni ą , wyja ś nia, dlaczego zazwyczaj nie jest liczb ą całkowi-

t ą .

, nosi nazw ę funkcji falowej lub orbitalu. Orbital jako funkcja falowa opi-

suje obszar wokół j ą dra atomu, w którym istnieje najwi ę ksze prawdopodobie ń stwo

znalezienia elektronu, maksymalnie dwóch. Istniej ą 4 ró Ŝ ne orbitale atomowe

(oznaczone jako s , p , d , f ) o ró Ŝ nych kształtach, mianowicie o kulistym orbitale s ,

hantli wszystkie trzy orbitale p , li ś cia koniczyny cztery orbitale d , pi ą ty orbital d

ma kształt obwarzanka. Orbital s ma charakter bezkierunkowy, natomiast pozostałe

maj ą kierunkowy rozkład ładunku.

Orbitale znajduj ą si ę w poszczególnych powłokach elektronowych. Pojem-

no ść powłoki najbli Ŝ szej j ą dra, czyli pierwszej, ograniczona jest do 2 elektronów,

drugiej do 8, trzeciej do 18, czwartej do 32 elektronów. Powłoka, im dalej le Ŝ y od

j ą dra, tym jej elektrony maj ą wi ę ksz ą energi ę .

Według teorii Schrödingera, ruch elektronu wokół j ą dra mo Ŝ na opisa ć ma-

tematycznie jako równanie falowe, którego rozwi ą zanie, oznaczone greck ą liter ą

psi

Na pierwszej powłoce elektronowej znajduj ą si ę maksymalnie dwa elektrony

o najni Ŝ szej energii, które zajmuj ą pojedynczy orbital 1 s .

Bogatsze, z punktu widzenia energetycznego, dwa elektrony nale Ŝą do po-

włoki elektronowej drugiej i zajmuj ą wi ę kszy orbital 2 s . Sze ść pozostałych elek-

tronów tej powłoki wykazuje jeszcze wi ę ksz ą energi ę , znajduj ą si ę one na trzech

orbitalach 2 p . Orbitale te maj ą jednakow ą wzgl ę dem siebie energi ę , ale s ą odmien-

nie zorientowane w przestrzeni, praktycznie ka Ŝ dy z nich jest prostopadły do

dwóch pozostałych.

Wy Ŝ sze energetycznie elektrony (maksymalnie 18) powłoki trzeciej umiej-

scowione s ą na jednym orbitalu 3 s , trzech orbitalach 3 p i pi ę ciu orbitalach d .

Konfiguracj ę elektronow ą stanu podstawowego atomu, czyli układ o naj-

ni Ŝ szej energii, przedstawia si ę poprzez opis orbitali zaj ę tych przez elektrony, kie-

ruj ą c si ę nast ę puj ą cymi zasadami:

⇒ orbital mog ą zajmowa ć maksymalnie dwa elektrony, które zgodnie z zakazem

Pauliego, musz ą mie ć przeciwny spin; dwie odmienne orientacje spinu okre ś la

si ę strzałkami, jako

(w gór ę ) i

1 s ® 2 s ® 2 p ® 3 s ® 3 p ® 4 s ® 3 d ® 4 p ® 5 s ® 4 d ® 5 p ® 6 s ® 4 f ® 5 d ® 6 p ;

⇒ dost ę pne nie zapełnione orbitale o jednakowej energii, np. orbitale p , zajmowa-

ne s ą kolejno przez pojedyncze elektrony ze spinami skierowanymi w t ę sam ą

stron ę , a Ŝ wszystkie zostan ą zaj ę te (reguła Hunda); przykładowy opis konfigu-

racji elektronowej w stanie podstawowym i w stanie wzbudzonym atomów ilu-

struje tabela 1.

Liczba pojedynczo obsadzonych orbitali ma odzwierciedla ć liczb ę wi ą za ń

kowalencyjnych, jakie mo Ŝ e utworzy ć atom. Analizuj ą c pierwiastki nale Ŝą ce do

kolejnych grup układu okresowego, łatwo zauwa Ŝ y ć , Ŝ e w stanie podstawowym

atomu liczba niesparowanych elektronów walencyjnych berylowców, borowców

i w ę glowców nie zawsze jest zgodna z ich warto ś ciowo ś ci ą .

Koncepcja stanów wzbudzonych atomów pozwala wyja ś ni ć t ę pozorn ą

niezgodno ść zmian ą konfiguracji elektronowej. W atomie w stanie wzbudzonym

(na skutek zbli Ŝ enia si ę atomu zdolnego do utworzenia wi ą zania chemicznego)

pojawiaj ą si ę dodatkowe niesparowane elektrony walencyjne, w wyniku przej ś cia

z zapełnionego ni Ŝ szego podpoziomu na wolny podpoziom wy Ŝ szy. Istnienie ato-

mu w stanie wzbudzonym jest ograniczone tylko do atomów zwi ą zanych w cz ą -

steczce, wolne atomy w stanie wzbudzonym nie istniej ą .

Stan wzbudzenia zmienia konfiguracj ę elektronów walencyjnych w atomach

berylu, boru i w ę gla (tab. 1), sprawiaj ą c, Ŝ e liczba niesparowanych elektronów

odzwierciedla warto ś ciowo ś ci tych pierwiastków w zwi ą zkach chemicznych.

(w dół);

⇒ w pierwszej kolejno ś ci wypełniane s ą orbitale o ni Ŝ szej energii,wg zapisu:

Tabela 1. Konfiguracje elektronowe atomów w stanie podstawowym oraz

w stanie wzbudzonym

Konfiguracja elektronowa przykładowych atomów

Pierwiastek Liczba Konfiguracja w stanie

atomowa podstawowym wzbudzonym

Wodór 1 1 s bez zmiany

2 p

Beryl 4 2 s

1 s

2 p

Bor 5 2 s

1 s

2 p

W ę giel 6 2 s

1 s

2 p bez zmiany

Azot 7 2 s

1 s

2 p bez zmiany

Tlen 8 2 s

1 s

3 s bez zmiany

2 p

Sód 11 2 s

1 s

Atomy, które posiadaj ą jeden, dwa lub trzy elektony walencyjne mog ą two-

rzy ć odpowiadaj ą c ą im liczb ę wi ą za ń kowalencyjnych, natomiast atomy z czterema

lub wi ę cej elektronami na powłoce walencyjnej mog ą tworzy ć tyle wi ą za ń , ile

potrzebuj ą elektronów do zapełnienia orbitali s i p swych powłok walencyjnych dla

utworzenia oktetu. Przykładowo, beryl tworzy dwa wi ą zania, bor trzy, w ę giel czte-

ry, azot trzy, a tlen dwa wi ą zania kowalencyjne. Atom boru (np. w cz ą steczce BF 3 )

nie mo Ŝ e utworzy ć trwałej struktury oktetu, natomiast atomy pierwiastków, które

dysponuj ą orbitalami d i inne, np. SF 6 , mog ą nie spełnia ć reguły oktetu, poniewa Ŝ

na powłoce walencyjnej maj ą wi ę cej elektronów.

Elektronami niewi ąŜą cymi , które nosz ą równie Ŝ nazw ę wolnej pary elek-

tronowej , s ą sparowane elektrony walencyjne nie zaanga Ŝ owane w tworzeniu wi ą -

za ń kowalencyjnych. Przykładami z tabeli 1 mog ą by ć atom azotu (np. w cz ą stecz-

ce amoniaku), którego dwa elektrony walencyjne tworz ą woln ą par ę elektronow ą

(2 s ), oraz atom tlenu (np. w cz ą steczce wody), który ma dwie pary wolnych elek-

tronów (2 s , 2 p ).

Atomy ł ą cz ą si ę ze sob ą , poniewa Ŝ wytworzona cz ą steczka jest bardziej

trwała, ma mniejsz ą energi ę ni Ŝ poszczególne, pojedyncze atomy. W stanie natu-

ralnym niemal wszystkie pierwiastki chemiczne istniej ą w postaci cz ą steczkowej.

Dotychczas nie stworzono uniwersalnej teorii wi ą zania chemicznego, która

tłumaczyłaby jednolicie cał ą ró Ŝ norodno ść i zło Ŝ ono ść wszystkich struktur cz ą -

steczkowych. Opracowano wiele teorii i metod wyja ś niaj ą cych ró Ŝ norodne cechy

i wła ś ciwo ś ci wi ą zania chemicznego. Najstarsz ą jest elektronowa teoria wi ą zania

chemicznego, stworzona przez Lewisa na pocz ą tku XX wieku. Powszechnie znana,

poniewa Ŝ jest przedmiotem nauczania chemii, zarówno na poziomie podstawo-

wym, jak i ś rednim, dlatego w podr ę czniku chemii medycznej mo Ŝ na zrezygnowa ć

ze szczegółowego jej omawiania.

Teoria elektronowa wi ą zania chemicznego opiera si ę na konfiguracji okte-

towej (czasami dubletowej) elektronów walencyjnych (charakterystycznej dla ga-

zów szlachetnych). Wynika z obserwacji, Ŝ e wiele pierwiastków głównych grup

układu okresowego ma skłonno ść do przyjmowania konfiguracji elektronowej gazu

szlachetnego w zwi ą zkach chemicznych, co powi ą zane jest z ich wła ś ciwo ś ciami

chemicznymi. Teoria ta wyja ś niła charakter elektrostatyczny wi ą zania jonowego,

nie tłumaczy jednak istoty ka Ŝ dego wi ą zania atomowego. Przykładowo, nie tłuma-

czy, dlaczego wi ą zania kowalencyjne maj ą okre ś lone kierunki w przestrzeni. Nie-

w ą tpliw ą jej zalet ą jest fakt, Ŝ e na podstawie jednolitego kryterium (oktetu lub

dubletu) opisała ró Ŝ ne typy wi ą za ń i ich liczby w zwi ą zkach chemicznych.

Podstawy nowoczesnej teorii wi ą za ń chemicznych tkwi ą w mechanice

kwantowej (falowej), dziedzinie wiedzy odznaczaj ą cej si ę wysokim stopniem abs-

trakcji i zło Ŝ ono ś ci opisów matematycznych. Wnikliwe jej poznanie wymagałoby

osobnych studiów. Wnioski wynikaj ą ce z tej wiedzy s ą na ogół powszechnie zro-

zumiałe. Poj ę cia maj ą ce korzenie w mechanice kwantowej stały si ę niezb ę dne

w chemii, z niektórych korzysta si ę ju Ŝ na podstawowym poziomie nauczania tego

przedmiotu.

Kwantowymi teoriami wi ą zania chemicznego , które wyja ś niaj ą zarówno

charakter i energi ę wi ą za ń w cz ą steczce oraz geometri ę cz ą steczek, s ą teoria wi ą -

za ń walencyjnych i teoria orbitali molekularnych (cz ą steczkowych). W wielu

punktach s ą podobne, lecz w ró Ŝ ny sposób tłumacz ą te same zjawiska.

Teoria wi ą za ń walencyjnych opisuje wi ą zanie kowalencyjne jako rezultat

nało Ŝ enia si ę na siebie dwóch orbitali atomowych z niesparowanym elektronem

o spinach przeciwnych, przy czym ka Ŝ dy orbital pochodzi od innego atomu. Spa-

rowane w ten sposób ze sob ą dwa elektrony w nało Ŝ onych orbitalach s ą przyci ą -

gane do j ą der obydwu atomów, poniewa Ŝ s ą uwspólnione przez obydwa atomy

i dzi ę ki temu atomy te s ą poł ą czone. Ka Ŝ dy z poł ą czonych ze sob ą atomów za-

trzymuje swoje własne orbitale atomowe. Siła wi ą zania atomowego zale Ŝ y od stop-

nia nało Ŝ enia si ę orbitali i jest tym wi ę ksza, im bardziej orbitale zachodz ą na sie-

bie.

Teoria orbitali molekularnych (cz ą steczkowych) opisuje tworzenie wi ą -

za ń atomowych jako rezultat matematycznej kombinacji orbitali atomowych (funk-

cji falowych), prowadz ą cy do okre ś lenia energii i kształtu orbitali cz ą steczkowych.

Według tej teorii, tworzenie wi ą zania atomowego jest skutkiem powstania orbitali

molekularnych (cz ą steczkowych). Powstawanie orbitali molekularnych jest skut-

kiem kombinacji dwóch lub wi ę kszej liczby orbitali atomowych. Liczba utworzo-

nych orbitali molekularnych jest taka sama, jak liczba orbitali atomowych, z któ-

rych kombinacje te powstały. Orbitale molekularne nazywane s ą tak, ze wzgl ę du

na ich przynale Ŝ no ść do całej cz ą steczki, a nie do konkretnego atomu.

Orbital molekularny opisuje t ę cz ęść przestrzeni w cz ą steczce, w której

najprawdopodobniej znajduj ą si ę elektrony, charakteryzuje zatem cz ą steczk ę jako

cało ść , a nie pojedynczy atom.

Orbitale molekularne maj ą charakterystyczny kształt, wymiar i poziom ener-

getyczny. Orbital cz ą steczkowy, którego energia jest ni Ŝ sza od energii orbitali

atomowych, z których został utworzony, jest orbitalem wi ąŜą cym , tak jak np.

w orbitalu H 2 , maj ą cym kształt jajka. Natomiast orbital molekularny, który ma

energi ę wy Ŝ sz ą ni Ŝ orbitale atomowe, z których został utworzony, jest orbitalem

antywi ąŜą cym . W orbitalu tym elektrony nie mog ą znale źć si ę w ś rodkowym

obszarze mi ę dzy j ą drami atomowymi, gdzie wyst ę puje w ę zeł funkcji falowej, dla-

tego nie mog ą przyczyni ć si ę do utworzenia wi ą zania. Zatem nakładanie si ę dwóch

orbitali atomowych daje dwa orbitale molekularne, wi ąŜą cy i antywi ąŜą cy. Cz ą -

steczki w stanach podstawowych maj ą obsadzone elektronami tylko orbitale wi ą -

Ŝą ce. Orbitale antywi ąŜą ce s ą obsadzone elektronami tylko w stanach wzbudzo-

nych cz ą steczek.

Hybrydyzacja

Hybrydyzacja orbitali jest procesem ich wymieszania i wyrównania pod-

czas tworzenia cz ą steczki, prowadz ą cym do wytworzenia nowych, jednakowych

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: