Model wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2

Transkrypt

1 Model wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2 + Współrzędne elektronu i protonów Orbitale wiążący i antywiążący otrzymane jako kombinacje orbitali atomowych Orbital wiążący duża gęstość ładunku między jądrami Orbital antywiążący mała gęstość ładunku między jądrami Rozszczepienie atomowych poziomów energetycznych na stany wiążący i antywiążący. Model wiązania kowalencyjnego cząsteczka H 2 + Wiążący orbital molekularny a) amplituda, b) wykres konturowy poziomice stałej amplitudy. Antywiążący orbital molekularny a) amplituda, b) wykres konturowy poziomice stałej amplitudy. 1

2 Wiązanie kowalencyjne Tworzenie się wiązania w cząsteczce wodoru H 2 Cząsteczki dwuatomowe jednakowe atomy Nałożenie dwu orbitali atomowych p o kierunku osi cząsteczki wiązanie σ. Wiązanie potrójne w cząsteczce azotu N 2 jedno wiązanie σ i dwa wiązania π. 2

3 Cząsteczka wody H 2 O Wiązania σ z nałożenia orbitali atomowych H 1s i O 2p. Dwie wolne pary elektronów walencyjnych pozostają przy atomie tlenu. Kierunkowość wiązań kowalencyjnych Przekrywanie się orbitali wodorowych s i p sąsiednich atomów: a) oddziaływanie znosi się, b) efektywne przekrywanie s i p y Fulleren C 60 3

4 Hybrydyzacje W kryształach uzyskuje się obniżenie energii dla przekrywania się większej ilości orbitali - hybrydyzacja Kształty orbitali po hybrydyzacji muszą być jednakowe! Hybrydyzacja sp 3 Metan CH 4 Diament kąt

5 Hybrydyzacja sp 2 Grafit kąt 120 Hybrydyzacja sp Cząsteczki o budowie liniowej Acetylen C 2 H 2 kąt 180 5

6 Wiązanie jonowe LiF NaCl 6

7 Wiązanie jonowe energia jonizacji powinowactwo elektronowe siły kulombowskie siły odpychania Siły i energia potencjalna w zależności od odległości między jonami o przeciwnych ładunkach Siła przyciągania elektrostatycznego F attr ~ -r -2 Siła odpychania przy przekrywaniu powłok elektronowych F rep ~ r -n Wartość wykładnika n zależy od rdzenia jonu: [He] n=5, [Ne] n=7, [Ar] n=9, [Kr] n=10, [Xe] n=12 Minimum energii sieciowej: 2 N = AAZ + Z e 1 Emin 1 πε a n równanie Borna-Landé 7

8 Kryształy jonowe Sól kuchenna chlorek sodu NaCl CsCl Struktura ciasnego upakowania Kryształy jonowe są kruche pękają pod wpływem naprężeń Wiązanie wodorowe -Atom wodoru wiąże się z dwoma innymi atomami -Elektron z wodoru prawie całkowicie przeniesiony na silnie elektroujemny atom -Proton może przyciągnąć kolejny ujemnie naładowany atom Symetryczne: A-H-A Antysymetryczne: A-H...B 8

9 Wiązanie wodorowe: oddziaływanie między spolaryzowany wiązaniem A H a centrum protono-akceptorowym B: δ δ + A H... B donorem protonu A H może być OH, NH, SH, CH... silne wiązanie, gdy B jest elektroujemnym atomem (O, N, F, S) i ma wolną parę elektronową (energia wiązania około 0,3 ev) atom wodoru pozbawiony elektronu jest gołym protonem następuje nakrywanie chmur elektronowych A i B ściąganych przez proton mostkowy pozbawiony elektronu odległość między jądrami atomów A i B jest mniejsza od sumy promieni van der Waalsa tych atomów nawet o 0,06 nm potencjał odpychania narasta mniej stromo niż w innych wiązaniach może pojawić się drugie minimum potencjału dla protonu możliwe przeniesienie protonu w wiązaniu od A do B Wiązanie wodorowe 9

10 Wiązanie Van der Waalsa -Występuje zawsze -Źródło: fluktuacje ładunku w atomach, moment dipolowy atomów i cząsteczek -Wiąże atomy o zamkniętych powłokach, nasycone cząsteczki (kryształy molekularne) -Duży promień atomowy. Kształt potencjału w wiązaniu Van der Waalsa może być przybliżony potencjałem Lennarda-Jonesa Wiązanie Van der Waalsa Przykład: atom helu Oscylacje ładunku 10

11 Wiązanie metaliczne -Funkcje falowe zewnętrznych elektronów ulegają przekrywaniu -Konsekwencją przekrywania się jest rozszczepienie poziomów i utworzenie pasma -Chmura elektronowa rozkłada się na cały kryształ poprzez przyciąganie elektronów do kolejnych jąder atomowych -Nie ma wyróżnionego kierunku wiązania (struktura krystaliczna związana z upakowaniem w przestrzeni) Morze swobodnych elektronów pomiędzy rdzeniami atomowymi o ładunku dodatnim Wiązanie metaliczne Metale grupy 1 wnoszą do wiązania tylko po jednym elektronie niska temperatura topnienia (np. sód Na 98 C) Im więcej elektronów bierze udział w wiązaniu, tym silniejsze wiązanie (np. magnez Mg 2 elektrony C) Własności metali: -dobre przewodnictwo elektryczne -dobre przewodnictwo cieplne -własności mechaniczne (twardość, wytrzymałość itp.) 11

12 Klasyfikacja ciał stałych na podstawie typu wiązań Rozkład przestrzenny elektronów walencyjnych 12

13 Korelacja między energią spójności (kohezji) a temperaturą topnienia ciał stałych Temperatury topnienia ciał stałych o różnych rodzajach wiązań 13