Chemia wykład 27,11 - Notatki z wykładu 27.11.2014 PDF

Preview

Summary

general chemistry lecture prof. Filipek 2014/2015
wykłady z chemii ogólnej profesor Filipek 2014/2015...

Description

Chemia wykład 27.11.2014 Teoria wiązania chemicznego Elektronowa teoria Lewisa-Kossela Każdy atom wykazuje tendencję do takiej zmiany zewnętrznej powłoki elektronowej, aby zyskać konfigurację najtrwalszą: -s2pierwiastki 1 okresu -s2p6 pierwiastki grup głównych (1 i 2 oraz 13-17) (reguła oktetu) -s2p6d10pierwiastki grup pobocznych (3-12)(tzw reguła 18 elektronów) Realizacja takiego dążenia: -tworzenie wspólnych par elektronowych -przekazywanie elektronów partnerom Ze względu na naturę sił wiążących i ich pochodzenie najczęściej wyróżnia się następujące typy wiązań chemicznych: a)Wiązania kowalencyjne(atomowe homeopolarne) powstaje przy udziale wspólnej pary elektronowej: -wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (pośrednie) wiązanie z przesunięciem wspólnej pary elektronowej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego - wiązanie koordynacyjne wiążąca para elektronowa pochodzi od jednego atomu - wiązanie zdelokalizowane występowanie przeważnie w nienasyconych związkach organicznych O sprzężonych wiązaniach podwójnych b) wiązania jonowe (heteropolarne) powstaje na skutek elektrostatycznego przyciągania się różnoimiennych jonów. c) wiązanie metaliczne elektrony podobnie jak w przypadku wiązania zdelokalizowanego poruszają się swobodnie d)wiązanie wodorowe szczególny przypadek wiązania międzycząsteczkowego tworzone dzięki wiązącemu działaniu protonu łączącego dwie cząsteczki Wiązanie kowalencyjne (homeopolarne) Tworzenie wspólnych par elektronowych dwóch elektronów po jednym (o różnych spinach) od każdego atomu utworzona para elektronowa tworzy wiązania chemiczne.Liczba wiązań kowalencyjnych które może utworzyć dany atom jest równa liczbie niesparowanych elektronów walencyjnych. Wspólna para elektronowa należy jednocześnie do obu atomów i stanowi pojedyncze wiązanie kowalencyjne (reguła dubletu) wiązanie kowalencyjne zachodzi pomiędzy atomami tego samego pierwiastka. H∙∙H H-H :F∙∙F: F-F Charakter wiązania kowalencyjnego wiązanie kierunkowe tzw linie proste łączące jądra danej cząsteczki tworzą ze sobą kąty o stałych wartościach istnieje niezależnie od stanu skupienia związku dość silne Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (pośrednie) Tworzenie wspólnych par elektronowych (sparowanie dwóch elektronów po jednym od każdego atomu) wiążących atomy różnych pierwiastków o zbliżonej wartości elektroujemności. Utworzona para elektronowa tworzy wiązanie chemiczne -narzuca kształt cząsteczki -silne -nadaje biegunowość cząsteczce H elektroujemność 2,2 Cl elektroujemność 3,0

H-2,2

O-3,5

H-2,2 N-3,0

Wyjątki od reguły oktetu czyli reguły 18 elektronów np.: PCl5 SF5

Możliwe tylko w przypadku pierwiastków rozporządzających wolnymi orbitalami typu d Biegunowość cząsteczki-Moment dipolowy Cząsteczki o wiązaniach czysto kowalencyjnych: -Niepolarne -Symetryczny rozkład ładunku ujemnego Cząsteczki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych: -wiążąca para elektronowa jest przyciągana przez atomy pierwiastka bardziej elektroujemnego -polaryzacja wiązania -na atomie mniej elektroujemnym pojawia się cząstkowy ładunek dodatni na atomie bardziej elektroujemnym cząstkowy ładunek ujemny Miara biegunowości cząsteczki Elektryczny moment dipolowy μ Wektor o kierunku zgodnym z osią dipola od ładunku ujemnego do dodatniego wartości równej iloczynowi ładunku przez odległość miedzy ładunkami μ=q∙l moment dipolowy cząsteczki wieloatomowej suma wektorowa momentów dipolowych wszystkich wiazań μ=∑μi 1D=3,333∙10-30c∙m H→F cząsteczka dipolowa Cząsteczka dipolowa O=C=O cząsteczka kwadrupolowa...