Wpływ wiązań na budowę i właściwości cząsteczek

Transkrypt

1 Pewnego razu pewna dziewczyna zwróciła się do mnie o pomoc w zredagowaniu referatu na temat wiązań chemicznych. Niestety, nie potrafię dziś znaleźć kontaktu z nią, by poprosić o prawo do publikacji tej naszej wspólnej twórczości. Myślę jednak, że nie miałaby nic przeciwko tej publikacji, więc w imię pomocy innym ryzykuję to drobne pogwałcenie praw autorskich :) Wpływ wiązań na budowę i właściwości cząsteczek Pierwiastki chemiczne reagują ze sobą tworząc związki chemiczne. W reakcjach atomy jednego pierwiastka oddziałują z atomami drugiego pierwiastka tworząc wiązanie chemiczne. Reakcjami między pierwiastkami rządzi reguła helowca: atomy starają się uzyskać konfigurację walencyjną helowca znajdującego się najbliżej w układzie okresowym. Reguła ta sprowadza się do tego, że pierwiastki sąsiadujące w układzie okresowym z helem (np. wodór, lit, beryl) zmierzają do uzyskania dubletu elektronowego w powłoce zewnętrznej, a pozostałe pierwiastki starają się uzyskać na tej powłoce oktet elektronowy. Pierwiastki mogą uzyskać konfigurację wynikającą z tej reguły na trzy sposoby: 1. przez przeniesienie elektronów - wiązanie jonowe 2. przez uwspólnienie elektronów - wiązanie kowalencyjne (zwane też atomowymi, spolaryzowane lub niespolaryzowane) 3. przez delokalizację elektronów - wiązanie metaliczne Nie istnieje w zasadzie czyste wiązanie, które w stu procentach można by zaliczyć do danego typu. W każdym wiązaniu występuje kilka cech i o zaliczeniu do jednego z typów decyduje cecha najsilniejsza w danym przypadku. Typ wiązania jest zależny w dużej mierze od wartości różnicy elektroujemności pierwiastków (np. według skali Paulinga), których atomy tworzą dane wiązanie. Elektroujemność określa zdolność przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka. Im większa elektroujemność, tym silniejsze przyciąganie elektronów. Porównanie elektroujemności pierwiastków tworzących dany związek chemiczny pozwala określić rodzaj występującego wiązania. I tak jeżeli różnica wynosi: - od 0 do 0,4 - wiązanie uznajemy za kowalencyjne niespolaryzowane - od 0,4 do 1,7 - wiązanie klasyfikujemy jako kowalencyjne spolaryzowane - więcej niż 1,7 - wiązanie zostaje zaliczone do wiązań jonowych Jednym z ważnych parametrów wiązania jest jego energia, która decyduje, albo zasadniczo wpływa na reaktywność cząsteczki. W każdej reakcji musi dojść do zerwania, lub co najmniej wstępnego, znacznego osłabienia siły wiązania. Im energia wiązania większa tym trudniej doprowadzić do takiej sytuacji i cząsteczka jest chemicznie trwalsza. Wiązanie kowalencyjne Wiązanie kowalencyjne tworzy się między atomami niemetali. Rozróżniamy dwa zasadnicze rodzaje wiązań kowalencyjnych: a) wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane występuje, kiedy wspólne elektrony łączą dwa identyczne fragmenty drobin np.: Cl-Cl, HO-OH. W tym wypadku atomy mają taką samą elektroujemność - oddziałują tak samo na wspólną parę elektronów, środek ciężkości ładunku tych elektronów umiejscowiony jest symetrycznie w stosunku do ich jąder atomowych. Wiązanie wykazuje minimalny moment dipolowy.

2 b) wiązanie kowalencyjne spolaryzowane - występuje między dwoma atomami różnych pierwiastków np.: H-Cl, H-O-H. W takich cząsteczkach jeden atom pierwiastka silniej przyciąga wspólne elektrony (ma większą elektroujemność) i w konsekwencji wiązanie wykazuje moment dipolowy. c) Szczególny typ wiązań, to wiązania koordynacyjne, w których oktet elektronowy atomy uzyskują przez uwspólnienie pary elektronów pochodzącej tylko z jednego atomu pary tworzącej wiązanie (donorowo-akceptorowe). Właściwości fizyczne substancji w dużym stopniu zależą od wielkości ich cząsteczek (masy cząsteczkowej), struktury i geometrii, wpływającej na możliwość wzajemnych oddziaływań międzycząsteczkowych oraz polarności całych cząsteczek, jak i wiązań. Wpływ na ich właściwości chemiczne mają przede wszystkim: energia wiązań, stopień ich polaryzacji i geometria cząsteczek. Wpływ energii wiązań bardzo wyraźnie manifestuje się w przypadku wiązań wielokrotnych (podwójnych i potrójnych). Geometria cząsteczek jest to wzajemne położenie atomów budujących cząsteczkę. Na budowę drobiny, czyli na utworzenie takiej, a nie innej figury geometrycznej z jąder atomowych, decydujące znaczenie ma odpychanie elektronów walencyjnych. W grupie elektronów wiążących rozróżnia się elektrony tworzące wiązanie sigma (σ) i elektrony tworzące wiązanie pi (π). (Nie należy pisać o elektronach pi czy sigma, bo to sugeruje istnienie różnych elektronów. Należy pisać o elektronach wiązania sigma czy elektronach wiązania pi). Elektrony tworzące wiązania mogą być zlokalizowane na orbitalach typu s, p lub d. Jeżeli w budowaniu wiązań biorą udział elektrony różniące się energią, zlokalizowane na różnych typach orbitali, (co ma miejsce najczęściej), dochodzi zazwyczaj do zjawiska hybrydyzacji powstania nowych orbitali o jednakowej energii, innej niż orbitale wyjściowe, i o innym usytuowaniu w przestrzeni. Ta geometria rozmieszczenia orbitali ma decydujący wpływ na kształt cząsteczki i na ewentualne powstanie wiązań wielokrotnych. W drobinach typu AB 3 atomy mogą tworzyć piramidę trygonalną, trójkąt równoboczny lub deltoid. NH 3 ma kształt piramidy trygonalnej, ponieważ rdzeń azotu otoczony jest 4 parami elektronowymi, z których każda decyduje o budowie przestrzennej. Ich osie geometryczne przyjmują orientację tetraedryczną (najbardziej symetryczną, maksymalnie zmniejszającą oddziaływania pomiędzy elektronami walencyjnymi). W konsekwencji jądra 3 atomów wodoru tworzą naroża piramidy a jądro azotu wierzchołek piramidy, na szczycie której znajduje się czwarty orbital, zawierający niewiążące elektrony, tzw. wolna parę elektronową. Jej obecność warunkuje chemiczne właściwości amoniaku zdolność przyłączania protonu z wytworzeniem wiązania donorowo-akceptorowego N >H +. W drobinach typu AB 2 wzajemne położenie atomów może być liniowe lub nie liniowe (kątowe). H 2 O ma budowę nieliniową, ponieważ wokół rdzenia atomu tlenu znajdują się, podobnie jak w azocie amoniaku, 4 pary elektronów: 2 pary wiązań sigma tlen-wodór i 2 wolne pary elektronowe. Osie 4 par orientują się tetraedrycznie i dlatego 3 jądra atomowe cząsteczki H 2 O tworzą trójkąt równoramienny. Kąt między osiami wiązań sigma wynosi 105 stopni, jest nieco mniejszy od tetraedrycznego. Taka budowa cząsteczki wody ma ogromny wpływ na prawie wszystkie właściwości fizyczne i chemiczne wody. Gdyby cząsteczka wody byłaby liniowa 2 dipole odpowiadające dwóm wiązaniom O-H byłyby ustawione dokładnie w przeciwnych kierunkach i ich działanie wzajemnie by się znosiło. Cząsteczki wody nie byłyby wtedy dipolami i być może w warunkach normalnych woda byłaby gazem! Dipolowy charakter cząsteczki wody sprawia, że jest ona dobrym rozpuszczalnikiem dla substancji jonowych

3 Metan CH 4 Amoniak NH 3 Woda H 2 O Ditlenek węgla CO 2 ma budowę liniową, ponieważ wokół rdzenia węgla są tylko 2 pary elektronów decydujących o geometrii drobiny: 2 pary wiązań sigma węgiel-tlen, oraz dwa wiązania typu pi, równolegle ułożone do wiązań sigma: O=C=O. Podstawniki zajmują najdalsze miejsca od siebie i skierowane są w przeciwne strony. Porównanie reaktywności węglowodorów wskazuje, że wiązanie wielokrotne składa się z wiązania podstawowego (typu sigma) i jednego lub dwóch dodatkowych (typu pi), które są słabsze. Alkany, które mają tylko pojedyncze wiązanie, charakteryzuje chemiczna bierność. Zerwanie tego wiązania jest bardzo trudne i wymaga zastosowania drastycznych warunków np, spalania węglowodoru. Alkeny mają podwójne wiązanie, które sprzyja reaktywności związku, dzięki temu ulegają reakcjom, w których wiązanie to jest zrywane np. odbarwiają wodę bromową. Zerwaniu ulega wówczas wiązanie typu pi, którego energia jest znacznie mniejsza niż wiązania sigma i które ponadto umieszczone jest zazwyczaj poza głównym obrysem cząsteczki, co ułatwia dotarcie do nich atakującego czynnika, np. cząsteczki Br 2. etan eten wiązanie podwójne pentan penten 2

4 Alkiny mają w swoich cząsteczkach potrójne wiązanie pomiędzy atomami węgla (jedno typu sigma i dwa pi) i dzięki temu są jeszcze bardziej reaktywne niż alkeny. Przedstawiciel alkinów etyn (acetylen) tak jak one odbarwia wodę bromową i ulega wielu innym reakcjom przyłączania. W przypadku wiązań wielokrotnych na właściwości chemiczne i fizyczne cząsteczki ma wpływ nie tylko sama obecność wiązań typu pi ale także ich wzajemne usytuowanie. Jeżeli dwa wiązania podwójne w cząsteczce przedzielone są jednym wiązaniem pojedynczym, mówimy o układzie wiązań sprzężonych. Elektrony pi w takim układzie są bardzo ruchliwe i powodują przesuwanie się wiązań podwójnych. Związki, w cząsteczkach których występują większe ilości układów wiązań sprzężonych są barwne (pochłaniają niektóre fale światła słonecznego). Szczególny rodzaj układu wiązań sprzężonych występuje w związkach pierścieniowych (np. benzen) gdzie wiązania sprzężone tworzą zamknięty układ, w którym elektrony pi mogą swobodnie krążyć. Wywołuje to szczególne właściwości chemiczne takich związków, zwanych związkami aromatycznymi. Cykloheksan, który też jest pierścieniem węglowym cześcioczłonowym, ma całkiem odmienne właściwości w stosunku do benzenu.

5 Benzen Cykloheksan W przypadku związków nieorganicznych krotność wiązań również wpływa na właściwości pierwiastków. Węgiel nie tworzy poczwórnego wiązania, ponieważ występuje zbyt duże odpychanie elektrostatyczne. Węgiel w najszlachetniejszej postaci występuje jako diament, który jest bardzo twardy i charakteryzuje się wysoką temperaturą topnienia. Orbitale poszczególnych atomów węgla w diamencie tworzą struktury tetraedryczne, łącząc się z następnymi atomami wiązaniami pojedynczymi. Z kolei te atomy węgla łączą się z jeszcze innymi i w ten sposób powstaje gigantyczna struktura obejmująca cały kryształ. Aby rozerwać te wiązania potrzeba bardzo dużej energii. Struktura grafitu Struktura diamentu Jak bardzo właściwości chemiczne i fizyczne substancji zależą od sposobu wiązania atomów, pokazuje przykład węgla, gdzie wszystkie różnice między sadzą z komina a brylantami wynikają tylko ze sposobu łączenia się (typu wiązań) takich samych atomów węgla. Właściwości związków, w których występuje polaryzacja, w znacznym stopniu zależą od geometrii cząsteczek. Substancje kowalencyjne, zarówno w stanie stałym, jak i ciekłym, nie przewodzą prądu elektrycznego. Jednym z nielicznych wyjątków jest grafit. Jego przewodnictwo elektryczne związane jest z jego budową. W graficie atomy węgla łączą się ze sobą w płaszczyźnie wiązaniami nawzajem pojedynczymi i podwójnymi, tworząc sieć sześcioczłonowych pierścieni, niczym olbrzymi plaster miodu. Takie skondensowane pierścienie aromatyczne mogę dzięki dość luźno związanym elektronom pi układu sprzężonych wiązań podwójnych przewodzić prąd. Substancje kowalencyjne reagują zwykle wolno, gdyż warunkiem zajścia reakcji jest często konieczność rozerwania wiązania.

6 Wiązanie jonowe Wiązanie jonowe powstaje pomiędzy metalem a niemetalem na skutek przeniesienia elektronu lub elektronów z atomu metalu do atomu niemetalu. Wiązania jonowe tym różnią się od kowalencyjnych, że atomy łączy tu tylko przyciąganie elektrostatyczne przeciwnych ładunków, nie występuje natomiast orbital wiążący. Są to wiązania słabe i dlatego wystarczy oddziaływanie dipoli polarnego rozpuszczalnika (np. wody) by nastąpiło zerwanie wiązania jonowego i zjawisko dysocjacji elektrolitycznej. Z tego samego powodu reakcje między jonami przebiegają zazwyczaj bardzo szybko, w porównaniu z reakcjami, w których musi ulec zerwaniu wiązanie kowalencyjne. Słabość wiązania jonowego powoduje również, że elektrolity w stanie stopionym także rozpadają się na jony. Rozpad na jony w roztworach i stanie ciekłym jest przyczyną przewodnictwa elektrycznego elektrolitów. Różni się jednak ono od przewodnictwa metali, w którym biorą udział tylko elektrony (minimalna masa) a nie ciężkie jony, jak to ma miejsce w przypadku stopionych elektrolitów lub ich roztworów. Elektrolity nie tworzą zazwyczaj cząsteczek o zdefiniowanym składzie tylko kryształy jonowe, gdzie jeden jon otacza odpowiednia ilość jonów przeciwnego znaku. Nie istnieje np. cząsteczka NaCl, w rozumieniu elementu materii złożonego z jednego atomu sodu i jednego atomu chloru. W roztworze czy w stanie stopienia mamy niezależne jony Na + i Cl - a w stanie stałym kryształ (Na + Cl - ) n Wiązanie metaliczne Wiązanie metaliczne występuje pomiędzy atomami pierwiastków metalicznych. Atomy metali dążą do uzyskania oktetu nie przez przyłączenie, a przez oddanie swoich elektronów walencyjnych. Metale ulegają łatwiejszej polaryzacji pod wpływem np. pola elektrycznego ze względu na to, że ogólnie w metalach elektrony walencyjne są słabiej związane z jądrami atomów niż w niemetalach. Stąd biorą się dwie podstawowe cechy metali wysoka przewodność cieplna i elektryczna. W kawałku metalu elektrony walencyjne nie są przypisane do konkretnego atomu (jonu) lecz tworzą swobodny gaz elektronowy, który łatwo przemieszcza się pod wpływem pola elektrycznego (przyłożonego napięcia) tworząc zjawisko zwane prądem elektrycznym Wiązania wodorowe Warto też, szczególnie mówiąc o wpływie wiązań na właściwości substancji, wspomnieć o wiązaniach wodorowych. Nie są to wiązania sensu sticto, nie biorą bowiem zazwyczaj udziału w tworzeniu cząsteczek, lecz są najczęściej oddziaływaniami między cząsteczkami. Są to oddziaływania bardzo słabe, nawet rozcieńczenie roztworu powoduje ich zanik, ale o ogromnym znaczeniu i wpływie na właściwości substancji. Wiązania wodorowe polegają na oddziaływaniu wolnej pary elektronowej atomu elektroujemnego pierwiastka (najczęściej O lub N) z orbitalem walencyjnym atomu wodoru, połączonego z innym atomem elektroujemnym. Tym sposobem wytwarza się słabe wiązanie o charakterze nieco przypominającym wiązania koordynacyjne prawie pusty orbital wodoru (na skutek przemieszczenia elektronu wodoru w stronę wiążącego go atomu elektroujemnego pierwiastka) pokrywa się częściowo z orbitalem wolnej (niewiążącej) pary elektronowej tlenu czy azotu.

7 H O δ H H O δ H Im zawdzięcza swoje dziwne właściwości woda, one są odpowiedzialne za stały stan skupienia wielu związków, one determinują drugo- i trzeciorzędową strukturę białek i odgrywają zasadniczą rolę w kształtowaniu ich właściwości. Podsumowanie Ogólnie można stwierdzić, że od rodzaju, mechanizmu wiązania zależy siła wiązania i geometria cząsteczki oraz pośrednio jej polarność. Od tych cech zaś zależy przede wszystkim reaktywność cząsteczek. Od polarności cząsteczki zależą też takie właściwości fizyczne jak lotność i rozpuszczalność oraz często stan skupienia i zdolność do tworzenia międzycząsteczkowych wiązań wodorowych. Te ostanie wielką role odgrywają w chemii wody i białek a więc podstawowych elementów materii ożywionej. Także takie właściwości fizyczne jak przewodzenie prądu czy barwa w dużym stopniu zależą od typu i układu wiązań w cząsteczce związku. Niniejszy referat to zaledwie ogólne rozpoznanie problemu wiązania chemiczna a właściwości substancji. Na każdy poruszony tu temat można napisać nowy referat, a i tak wciąż daleko będzie do wyczerpania całości zagadnienia.