Substancje chemiczne. Materia. dr Jakub Guzy

Transkrypt

1 Substancje chemiczne. Materia dr Jakub Guzy

2 Wszystko co nas otacza nazywamy materią. Na przykład szpilka i gwóźdź to przedmioty które wykonano z żelaza. Zeszyt i wata to przedmioty wykonane z celulozy. żelazo celuloza Elementy materii, które mają ten sam skład i charakterystyczne cechy, nazywamy substancjami

3 Piktogramy Substancja wybuchowa Substancja toksyczna Substancja szkodliwa Substancja łatwopalna Substancja żrąca Substancja drażniąca Substancje chemiczne, które są niebezpieczne dla zdrowia i życia człowieka, muszą być odpowiednio oznaczone za pomocą piktogramów

4 Substancja a ciało fizyczne Ciała fizyczne to otaczające nas przedmioty Przykłady ciał fizycznych: Drut miedziany Igloo Sopel Szklanka Wata cukrowa

5 Substancja - materiał z którego jest zbudowane ciało fizyczne Ciała fizyczne igloo sopel szklanka drut miedziany wata cukrowa Substancje woda woda szkło miedź cukier

6 Właściwość fizyczna Właściwością fizyczną jest: stan skupienia temperatura topnienia temperatura wrzenia barwa rozpuszczalność w wodzie i innych rozpuszczalnikach wytrzymałość na uderzenia i zarysowanie gęstość przewodnictwo elektryczne i cieplne zachowanie się w polu magnetycznym kowalność połysk Charakterystyczne cechy danej substancji, za pomocą których można ją opisać, nazywamy właściwościami fizycznymi

7 Podział substancji Substancje dzielą się na: proste -takie których nie można rozłożyć za pomocą prostych metod na substancje o prostszej budowie złożone -takie które można rozłożyć na substancje prostsze

8 Substancja złożona- tlenek żelaza (III) Substancja prosta - jod Substancje proste to pierwiastki chemiczne, a substancje złożone to związki chemiczne

9 Pierwiastek chemiczny Pojęcie pierwiastka chemicznego wprowadził w II połowie XVII wieku angielski uczony Robert Boyle. Robert Boyle Znane dziś pierwiastki występujące w przyrodzie zostały odkryte do 1925 roku. W miarę postępu nauki otrzymywano nowe pierwiastki.

10 Nazwy pierwiastków Nazwy pierwiastków pochodzą między innymi od: nazw państw: na przykład polon otrzymał swoją nazwę na cześć Polski, gdzie urodziła się Maria Skłodowska-Curie. To ona otrzymała ten pierwiastek jako pierwsza. nazw ciał niebieskich: na przykład hel ( z greckiego helios słońce) imion bogów i postaci mitologicznych: na przykład niob nazwisk wybitnych uczonych: na przykład kiur nazwa nadana na cześć odkryć Marii Skłodowskiej-Courie i jej męża Piotra. Właściwości pierwiastków: na przykład fosfor zawdzięcza swoją nazwę temu, że jedna z jego odmian świeci w ciemności ( phosphorus oznacza niosący światło )

11 Symbole pierwiastków Obecnie stosowaną symbolikę wprowadził w 1815 roku Jacob Berzelius. Jacob Berzelius Symbol chemiczny pierwiastka jest umownym międzynarodowym zapisem danego pierwiastka. Tworzy się go od pierwszej litery jego nazwy łacińskiej. Jeżeli nazwy kilku pierwiastków zaczynają się na tę samą literę, to do pierwszej wielkiej litery dodaje się drugą lub dalszą małą literę. Na przykład magnez Mg Magnesium.

12 Przykładowe symbole pierwiastków Nazwa pierwiastka w języku polskim Międzynarodowy symbol chemiczny Nazwa pierwiastka w języku łacińskim Azot N Nitrogenium Cynk Zn Zincum Fosfor P Phosphorus Glin Al Aluminium Hel He Helium Miedź Cu Cuprum Tlen O Oxygenium Wodór H Hydrogenium

13 Stan skupienia substancji chemicznej Substancje chemiczne mogą występować w stanie: gazowym (np.para wodna) ciekłym (np.kwas siarkowy VI) stałym (np.tlenek wapnia)

14 Przemiany chemiczne Substancje ulegają ciągłym przemianom. Podczas tych przemian: substancje mogą zmieniać tylko niektóre swoje właściwości fizyczne i wtedy zachodzi zjawisko fizyczne mogą powstawać nowe substancje chemiczne i wtedy zachodzi reakcja chemiczna substancje mogą się ze sobą mieszać w dowolnym stosunku masowym- powstają mieszaniny substancji z jąder jednych atomów mogą powstawać jądra innych atomów- są to przemiany promieniotwórcze

15 Przemiany substancji Reakcje chemiczne (w ich wyniku powstają nowe substancje) Przemiany fizyczne (w ich wyniku nie powstają nowe substancje) Objawy Wydzielanie gazu Wydzielanie osadu Zmiana barwy Efekty akustyczne Wydzielanie ciepła Objawy Ogrzanie lub ochłodzenie substancji Zmiana stanu skupienia Rozdrobnienie lub deformacja substancji Świecenie Przykłady Spalanie magnezu Przykłady Rozdrabnianie kredy Ogrzewanie białka Mielenie kawy Rdzewienie metali Parowanie wody Kwaśnienie mleka Powstawanie szronu Spalanie węgla Sublimacja jodu

16 Doświadczenie Obserwacja zmian zachodzących na przedmiotach Określ jakim zmianom uległy przedmioty przedstawione na zdjęciach. Co zaobserwowałeś? Zmieniła się barwa. Powstała substancja jest krucha. Przedmioty zniszczone w wyniku korozji mają inne właściwości fizyczne niż przedmioty niezniszczone.

17 SPOSOBY ŁĄCZENIA SIĘ ATOMÓW W CZĄSTECZKI

18 Cząsteczka wody H H Cząsteczka wodoru H O H

19 PODZIAŁ CZĄSTECZEK Homoatomowe Cząsteczkę tworzą atomy tego samego pierwiastka np., H 2, O 2,N 2,Cl 2 Heteroatomowe Cząsteczkę tworzą atomy różnych pierwiastków np. H 2 O, CO, HCl, CH 4 H H H H C H Cząsteczka H 2 H Cząsteczka CH 4

20 H +1 1e H H +1 +1

21 SPOSOBY PRZEDSTAWIANIA WIĄZANIA KOWALENCYJNEGO (ATOMOWEGO) Wzór sumaryczny cząsteczki wodoru H H H 2 Każdy atom wodoru ma po 1 elektronie walencyjnym. Zaznacza się go kropkami przy symbolu pierwiastka chemicznego Wzór elektronowy dwuatomowej cząsteczki wodoru Symbol pierwiastka chemicznego Liczba atomów w cząsteczce H H Wzór kreskowy czyli strukturalny

22 Atom chloru ma 7elektronów walencyjnych (na ostatniej powłoce). Do konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego argonu, brakuje mu 1 elektronu. Atomy Cl po zbliżeniu do siebie tworzą jedną wspólna parę elektronową i wtedy każdy z atomów chloru ma 8 elektronów walencyjnych - powstaje oktet. 7e 10e e +17 2e 10e +17 :.. : Cl. : :. Cl

23 Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc wiązania podwójne lub potrójne. Przykładem jest cząsteczka tlenu w której dwie pary elektronowe utworzyły wiązanie podwójne. 6e +8 2e Wiązanie w cząsteczce tlenu można przedstawić schematem e +8 4e 2e +8

24 Wiązanie kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane Tutaj też tworzą się wspólne pary elektronowe. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka, który w jądrze atomu ma więcej protonów. Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru. Wiązanie atomowe spolaryzowane powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się rozmiarami i ilością powłok, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. 2e 6e 10e +17 Cl Cząsteczka chlorowodoru

25 Cząsteczka amoniaku liczba atomów wodoru w cząsteczce brak liczby oznacza 1 atom azotu w cząsteczce Atom azotu znajduje się w grupie 15 i ma 5 elektronów walencyjnych. Wodór - (1 grupa) ma 1 elektron walencyjny. Do uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej (oktetu) atom azotu potrzebuje 3 elektronów. Atomy wodoru potrzebują po 1 elektronie. Tworzą się trzy wspólne pary elektronowe. H H N Wzór elektronowy H H H N Wzór strukturalny H

26 Wiązanie jonowe W tworzeniu wiązań chemicznych znaczącą rolę odgrywają elektrony walencyjne. Elektrony walencyjne mogą być łatwo usunięte jak i w niektórych przypadkach uzupełnione o nowe elektrony. Powstają wtedy jony. Wiązanie jonowe powstaje wtedy, kiedy mamy do czynienia z atomem - donorem i atomem - akceptorem elektronów. Przyjmując i oddając elektrony atomy osiągają strukturę najbliższego gazu szlachetnego. Donor - atom dostarczający elektronów Akceptor atom przyjmujący elektrony Dobrymi donorami elektronów są pierwiastki 1 i 2 grupy układu okresowego (metale). Elektrony powłok walencyjnych tych pierwiastków są słabo związane z atomami i można je łatwo od nich oderwać. Doskonałymi akceptorami są pierwiastki 17 grupy układu okresowego (fluorowce). M L K 1e 8e 2e +11 e + L K +1 8e 2e +11 Atom sodu Na oddaje 1 elektron i staje się kationem Na +

27 Przyjmowanie i oddawanie elektronów zmienia ładunek atomów. Przed oddaniem lub przyjęciem elektronów każdy atom jest elektrycznie obojętny. Kiedy zostaną usunięte elektrony walencyjne, ładunek pozostałych elektronów nie równoważy już dodatniego ładunku jądra. Ponieważ elektron ma jednostkowy ładunek ujemny, wynikiem usunięcia jednego elektronu z obojętnego atomu jest powstanie kationu o jednostkowym ładunku dodatnim. Na przykład kation sodu Na + to atom sodu, który utracił jeden elektron, ma więc jeden ładunek dodatni. Każdy elektron utracony przez atom zwiększa sumaryczny ładunek dodatni atomu o jednostkę. Na przykład, gdy atom magnezu traci dwa elektrony, staje się podwójnie naładowanym jonem magnezu (kationem) Mg 2+ 2e M L K 8e 2e +12 2e L K 8e +2 2e +12 Obojętny atom magnezu, liczbę protonów w jądrze (12p) równoważy liczba elektronów krążących wokół jądra (12e)

28 Atomy pierwiastków 17 grupy ( niemetale) łatwo pobierają elektrony. Nadmiar elektronów w stosunku do ładunku jądra sprawia, że stają się one anionami, czyli jonami o ładunku ujemnym. M L K 7e 8e 2e e M L K 8e 8e 2e +17 Atom chloru Cl Jon chloru - anion Cl protonów (17+)w jądrze 18 elektronów (18 -) krążących wokół jądra Przyjmowanie i oddawanie elektronów zmienia ładunek atomów. Przed przyjęciem elektronu atom chloru jest elektrycznie obojętny. Gdy atom chloru przyłącza elektron, staje się ujemnie naładowanym jonem chlorkowym - Cl -. Atom tlenu przyłączając dwa elektrony, staje się podwójnie naładowanym jonem tlenkowym - O 2-.

29 Wiązanie jonowe powstaje w wyniku przeniesienia elektronów walencyjnych od atomu jednego pierwiastka do atomu drugiego. Powstają wówczas jony- kationy i aniony, które przyciągając się tworzą wiązania. Na + Cl - Rys.1 Struktura kryształu NaCl. L 8e 2e K +11 Na + M Siły elektrostatycznego przyciągania pomiędzy jonami Na + i Cl -. L K 8e 8e 2e +17 Cl - Jeżeli obok siebie pojawi się wielka ilość jonów dodatnich i ujemnych to siły elektrostatyczne zaczną działać w każdym kierunku. Jony dodatnie i ujemne zbliżają się do siebie tworząc uporządkowaną sieć. W takiej sieci jony dodatnie i ujemne rozmieszczone są na przemian w przestrzeni (rys. 1).

30 KOWALENCYJNE (ATOMOWE) JONOWE M + B - NIESPOLARYZOWANE A : A SPOLARYZOWANE A :B

31 Nowe pojęcia Wiązanie kowalencyjne (atomowe) wiązanie polegające na łączeniu się atomów za pomocą wspólnych par elektronowych Wiązanie jonowe wiązanie polegające na łączeniu się kationów i anionów powstałych z atomów. Jon cząstka posiadająca dodatni lub ujemny ładunek elektryczny Kation jon dodatni. Anion jon ujemny. Cząsteczka związku chemicznego (heteroatomowa)- cząsteczka utworzona przez atomy różnych pierwiastków np., HCl, H 2 O, N H 3 Cząsteczka pierwiastka (homoatomowa)- cząsteczka tworzona przez atomy tego samego pierwiastka np., H 2, O 2,N 2

32 Wiązania chemiczne a właściwości substancji Elektronowa teoria wiązania chemicznego Lewisa - Kossela

33 KONSEKWENCJE BUDOWY ATOMU DLA WŁAŚCIWOŚCI PIERWIASTKA Najbardziej zewnętrzne podpowłoki elektronowe atomu nazywa się powłoką walencyjną. Powłokę walencyjną tworzą podpowłoki o zbliżonej energii, zazwyczaj są to orbitale: s, s i p lub s i d. Elektrony położone na powłoce walencyjnej nazywamy elektronami walencyjnymi. ENERGIA JONIZACJI Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu i przeniesienia go do nieskończoności. W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą trzecią energię jonizacji. Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba). Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu. W tej samej grupie układu okresowego maleje energia jonizacji przy wzroście promienia atomowego.

34 Pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię potrzebną do przemiany M -> M +, drugim - do przemiany M + -> M 2+, a trzecim - do przemiany M 2+ -> M 3+. A + energia I A + + e A+ + energia II A 2+ + e A2+ + energia III A 3+ + e energia I << energia II << energia III Energię jonizacji podajemy w ev/atom lub kj/mol Najwyższe I energie jonizacji mają gazy szlachetne, a najniższe pierwiastki 1 grupy układu okresowego. Dla dużych atomów, których powłoki walencyjne mają podobne energie, wartości I energii jonizacji nie zmieniają się tak znacznie, jak w atomach o małej liczbie atomowej.

35 POWINOWACTWO ELEKTRONOWE Powinowactwo elektronowe wyraża ilość energii wydzielanej podczas przyłączenia się elektronu do obojętnego atomu w stanie gazowym. Wraz ze wzrostem liczby atomowej: X + e = X - + energia 1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu). 2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu).

36 W przeciwieństwie do potencjału jonizacyjnego, powinowactwo elektronowe można zmierzyć tylko w nielicznych przypadkach i to niezbyt dokładnie. Pauling ułożył skalę elektroujemności opartą na wartościach wiązań. Posługując się wartościami energii jonizacji EJ oraz powinowactwa elektronowego PE można obliczyć elektroujemności X w skali Paulinga (metoda Mullikena) Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

37 Elektroujemność wolnego atomu jest wielkością stałą. W wyniku tworzenia związków ulega zmianie i zależy od rodzaju i liczby związanych z nim innych atomów. Pojęcie elektroujemności jest użyteczne do określenia typu wiązania w związku, warto więc uwzględnić poniższy podział. TYP WIĄZANIA RÓŻNICA ELEKTROUJEMNOŚCI x Kowalencyjne 0,0 x < 0,4 Kowalencyjne spolaryzowane 0,4 x < 1,7 Jonowe x 1,7 Przykład atom H = 2,1 atom Cl = 3,0 x = 3,0 2,1 = 0,9 Atom Na = 0,9 atom Cl = 3,0 x = 3,0 0,9 = 2,1

38 WIĄZANIA CHEMICZNE Wiązanie chemiczne jest to wzajemne oddziaływanie rdzeni atomowych i elektronów walencyjnych tworzących cząsteczkę chemiczną lub makroskopowy zbiór cząsteczek. Tworzenie wiązań jest wywołane dążeniem układu do zmniejszenia posiadanej energii i polega na: Przekształceniu się atomów w jony dodatnie i ujemne Przekształcenie się atomów w cząsteczki kowalencyjne Przekształcenie się atomów w zbiory zlokalizowanych kationów i zdelokalizowanych elektronów. W powstawaniu wiązań chemicznych mogą brać udział elektrony walencyjne, do których należą: W atomach pierwiastków bloku s i p elektrony zewnętrznej powłoki W atomach pierwiastków bloku d elektrony s powłoki zewnętrznej i elektrony d powłoki przedostatniej W atomach pierwiastków bloku f elektrony s powłoki zewnętrznej, elektrony d powłoki przedostatniej i elektrony f powłoki drugiej od zewnątrz.

39 Zmiana energii układu podczas tworzenia wiązania chemicznego. Zmiana energii układu przy powstawaniu cząsteczek związków chemicznych. Ujemny znak wartości zmiany energii świadczy o obniżeniu się energii układu przy zajściu omawianych reakcji.

40 TEORIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH TWORZENIE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH Elektronowa teoria wiązania chemicznego Pionierem rozwoju teorii wiązania chemicznego był R. Abegg, który sformułował teorię oktetu. W 1916 r. W. Kassel opisał wiązanie jonowe, a G.Lewis wiązanie kowalencyjne. Jednym z podstawowych założeń obu tych teorii było przyjęcie, że w przypadku helu dwa elektrony walencyjne zapewniają szczególną trwałość atomom tych pierwiastków, a w przypadku pozostałych gazów szlachetnych osiem elektronów walencyjnych. Kwantowa teoria wiązania chemicznego Kwantowa teoria wiązania chemicznego w odróżnieniu od teorii elektronowej stosowana jest w chemii kwantowej do opisu wiązań chemicznych. Stosuje się tutaj dwa sposoby opisu elektronów w cząsteczce, tj. metodą orbitali molekularnych metodą wiązań walencyjnych

41 REGUŁA OKTETU I DUBLETU Reguła oktetu W procesie tworzenia wiązań chemicznych atom oddaje, pobiera lub uwspólnia taką ilość elektronów aby uzyskać 8 elektronów oktet. Atomy helowców, z wyjątkiem He (dublet) zawierają oktet w powłoce zewnętrznej, co wyjaśnia ich bierność chemiczną. W przeważającej liczbie związków reguła oktetu jest spełniona. W tym przypadku uzyskują strukturę izoelektronową z atomem helowca położonym najbliżej w układzie okresowym w stosunku do atomu danego pierwiastka. Np.: Na Mg Al Si P S Cl Reguła dubletu dążą do struktury neonu dążą do struktury argonu Znane są odstępstwa od reguły oktetu elektronowego w związkach typu SF 6 lub PCl 5. Liczba wiązań kowalencyjnych, które może utworzyć atom jest równa liczbie niesparowanych elektronów walencyjnych. Wiązanie powstaje wówczas, gdy dwa elektrony pochodzące od różnych atomów utworzą dublet, czyli parę o przeciwnie skierowanych spinach.

42 WIĄZANIE JONOWE Podczas powstawania wiązania jonowego następuje przekazanie elektronów od atomów pierwiastków chętnie je oddających ( elektrododatnich) do atomów pierwiastków łatwo przyjmujących elektrony (elektroujemnych). Utworzenie jonów powoduje uzyskanie przez nie szczególnie trwałych konfiguracji zewnętrznej powłoki. Struktura związku jest utrzymywana przez oddziaływania elektrostatyczne. Wiązanie jonowe tworzy się pomiędzy atomami o skrajnej różnicy elektroujemności - x 1,7 Największy udział tego rodzaju wiązania można zaobserwować w związkach litowców z fluorowcami. Teoretycznie najsilniejszym wiązaniem jonowym charakteryzuje się fluorek fransu - FrF, gdyż posiada największą różnicę elektroujemności

43 Przykład NaCl Energia jonizacji Na 5,1 ev Powinowactwo elektronowe Cl (energia uwolniona po przyłączeniu elektronu) -3,8 ev Energia potrzebna: 5,1 ev 3,8 ev = 1,3 ev Na + Cl + 1,3 ev Na + + Cl - Energia wiązania: 4,2 ev NaCl + 4,2 ev Na + Cl

44 Cechy związków jonowych: Tworzą wiązania jonowe między pierwiastkami różniącymi się znacznie elektroujemnością. Przechodzenie elektronu (elektronów) walencyjnych z jednego atomu do powłoki zewnętrznej drugiego prowadzi do utworzenia jonów. Wzory chemiczne nie są wzorami podstawowego mikroelementu strukturalnego, wyrażają jedynie stosunki stechiometryczne ( w związkach o wiązaniach jonowych powstają duże sieci krystaliczne i w rzeczywistości nie można wyodrębnić poszczególnych cząsteczek). W stanie stałym tworzą jonową sieć krystaliczną Posiadają wysokie temperatury topnienia i wrzenia, ponieważ siły kulombowskiego oddziaływania jonów są znaczne. rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych W stanie ciekłym i stopionym przewodzą prąd elektryczny ( przewodniki II rodzaju).

45 Przykłady związków o budowie jonowej: MgCl,NaNO 3, KOH CaO, MgO, NaBr Warto wspomnieć o często spotykanym wyjątku - fluorowodorze, który pomimo elektroujemności równej 1,9 między wodorem, a fluorem nie tworzy wiązania jonowego, ale kowalencyjne, co wskazuje na nieprecyzyjność tego przyjętego systemu klasyfikacji wiązań. Wzory elektronowe cząsteczek związków o budowie jonowej ( zapis umowny) Wzory elektronowe Sposób zapisu chemicznych wzorów strukturalnych, polegający na zaznaczaniu rozmieszczenia elektronów walencyjnych: uwspólnionych i nieuwspólnionych par elektronów (te ostatnie nazywa się wolnymi, czyli niewiążącymi parami elektronowymi). Poszczególne elektrony oznacza się zazwyczaj kropkami, pary elektronowe zaś dwukropkami albo kreskami obok symbolu danego atomu.

46 WIĄZANIE KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE (atomowe niespolaryzowane) Jeżeli atomy mają jednakowe (cząsteczki pierwiastka) lub prawie jednakowe wartości elektroujemności, aby zachować tendencję do uzyskania struktury gazów szlachetnych tworzą jedną lub więcej wspólnych par elektronowych. Różnica elektroujemności pierwiastków tworzących wiązania atomowe niespolaryzowane musi zawierać się w przedziale 0,0 x < 0,4 Wspólne elektrony jednakowo są przyciągane przez jądra. W tworzeniu wiązania muszą być spełnione reguły: oktetu i dubletu. Jądra tych atomów znajdują się blisko siebie ponieważ elektrony ich zewnętrznych powłok poruszają się swobodnie po orbitalach wspólnych dla obu atomów.

47 Przykłady Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. W przypadku chloru powstaje jedna wspólna para elektronowa i wtedy każdy z atomów chloru ma 8 elektronów walencyjnych - powstaje oktet a konfiguracja elektronowa staje się podobna do konfiguracji argonu (K 2 L 8 M 8 ) Przykłady, gdy utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do utworzenia oktetu: Przykłady związków chemicznych: Trichlorek azotu NCl 3 Disiarczek węgla CS 2

48 Właściwości związków o budowie kowalencyjnej W przeciwieństwie do związków jonowych związki kowalencyjne tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek. Istnieje pewna liczba substancji kowalencyjnych, w których nie występują odrębne cząsteczki kowalencyjne, ponieważ wiązania kowalencyjne rozciągają się na całą sieć. Kryształy kowalencyjne, których elementy składowe połączone są wiązaniami kowalencyjnymi ze względu na siłę takich wiązań są to kryształy o dużej twardości i bardzo wysokiej temperaturze topnienia ( w odróżnieniu od kryształów cząsteczkowych), nierozpuszczalne. Przedstawicielem tej grupy kryształów jest diament, krzem pierwiastkowy. Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych. Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory nie przewodzą prądu elektrycznego. Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i powstaniu nowych. Reakcje z ich udziałem zachodzą powoli i przy małej wydajności.

49 WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE (atomowe spolaryzowane) Różni się tym od wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego, że między atomami występuje większa różnica elektroujemności, co skutkuje tzw. polaryzacją wiązania, czyli przesunięciem wiążącej pary elektronowej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Umowne określenie zakłada różnicę elektroujemności w przedziale0,4 x < 1,7 Polaryzacja wiązania wspólna para elektronowa nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. W efekcie niesymetryczny rozkład ładunku prowadzi do powstania cząstkowego ładunku ujemnego (δ-) przy atomie pierwiastka o większej elektroujemności i cząstkowego ładunku dodatniego (δ+) przy atomie o mniejszej elektroujemności. Kształt cząsteczki rozstrzyga o tym, jak ładunki te są rozłożone w przestrzeni. Jeżeli w cząsteczce można biegun ujemny oddzielić od dodatniego jedną płaszczyzną to cząsteczka ta jest polarna, czyli jest dipolem.

50 Dipol elektryczny Układ dwóch rozdzielonych ładunków elektrycznych o tych samych wartościach bezwzględnych, lecz przeciwnych znakach, oddalonych od siebie na pewną odległość. Kierunek dipola wyznacza oś łącząca atomy, pomiędzy którymi powstaje spolaryzowane wiązanie. Miarą polarności cząsteczki jest wartość jej momentu dipolowego, który stanowi sumę wektorową momentów poszczególnych wiązań. Wartość momentu dipolowego oblicza się: Jednostki: C m; ( kulomb x metr) D (debaj) 1 D = 3, C m Przykłady

51 μ 0D Symetryczny kształt cząsteczki nie pozwala na oddzielenie płaszczyzną części dodatniej od ujemnej. Wypadkowy moment dipolowy wynosi 0 Moment dipolowy cząsteczki ma wartość 0 D jeśli cząsteczka jest sferycznie symetryczna np.; CO 2, CCl 4, CH 4

52 Wiązanie chemiczne jest tym bardziej spolaryzowane im większa jest różnica elektroujemności tworzących go atomów. Stopień polaryzacji wiązania C-H jest niewielki, gdyż różnica elektroujemności wynosi zaledwie x = 0,4. Cząsteczka metanu nie wykazuje momentu dipolowego ze względu na swą budowę symetryczną, gdyż momenty dipolowe między atomami węgla i atomami wodoru jako przeciwne znoszą się. Z powodu stosunkowo znacznej różnicy elektroujemności między atomem azotu i wodoru Δx = 0,84 oraz asymetrycznej budowie, cząsteczka amoniaku ma dość duży moment dipolowy (μ=1,46 D). W cząsteczce chlorowodoru wspólna para elektronowa jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu chloru. Różnica elektroujemności Δx = 0,9 Moment dipolowy cząsteczki μ = 1,02 D

53 WIĄZANIE KOORDYNACYJNE Wspólna wiążąca para elektronowa pochodzi w całości tylko od jednego atomu, cząsteczki lub jonu. Dawcę pary elektronowej w wiązaniu koordynacyjnym nazywa się donorem pary elektronowej. Biorcę pary elektronowej nazywa się akceptorem. Donorem zwykle jest niemetal, stanowiący część cząsteczki zdolnej do samodzielnego istnienia. Wiązanie koordynacyjne symbolizujemy jako (od donora do akceptora) Przykłady Tlenki siarki SO 2 i SO 3 Kwas ortofosforowy(v) H 3 PO 4 Kwas azotowy(v) HNO 3

54 Przykłady Kation amonowy NH + 4 Donorem jest atom azotu, a akceptorem kation wodoru Kwas siarkowy (VI) H 2 SO 4 Z powyższego wzoru elektronowego wynika, że at. S ma układ 12 elektronowy. Nie jest więc spełniona reguła oktetu! Spełniona jest reguła oktetu elektronowego

55 WIĄZANIE METALICZNE W sieci metalicznej węzły sieci przestrzennej są obsadzone przez atomy pozbawione elektronów walencyjnych (tzw. "zręby atomowe jony dodatnie). Elektrony walencyjne są zdelokalizowane i tworzą chmurę elektronową (gaz elektronowy Fermiego) przenikającą cały kryształ. Obecność gazu elektronowego ogranicza siły odpychania pomiędzy kationami tworzącymi sieć i stabilizuje w ten sposób strukturę krystaliczną metalu.. Obecność chmury elektronowej zapewnia kryształom metalicznym przewodnictwo elektronowe. Dzięki ruchliwości elektronów posiadają charakterystyczny połysk, a ciasne ułożenie zrębów atomowych i ich zdolność do drgań zapewnia dobre przewodnictwo cieplne

56 UWAGI KOŃCOWE Granica między wiązaniami kowalencyjnymi i jonowymi jest bardzo płynna. Z formalnego punktu widzenia, przyjmuje się, że wiązania kowalencyjne występują, gdy różnica między elektroujemnościami atomów wynosi nie więcej niż 1,7 w skali Paulinga. Jest to jednak granica bardzo umowna. Dla uproszczenia i wygody przyjęto, że przy dostatecznie dużej różnicy elektroujemności traktuje się jako jonowe, a przy nieco mniejszej różnicy elektroujemności wpływ jonowego efektu jest pomijany. Współcześnie o tym, czy dane wiązanie zaklasyfikować jako kowalencyjne, czy jonowe, decydują dokładne pomiary gęstości chmury elektronowej oraz odległości międzyatomowych, dokonywane zwykle metodą rentgenografii strukturalnej.