Inne koncepcje wiązań chemicznych

Transkrypt

1 Inne koncepcje wiązań chemicznych 1. Co to jest wiązanie? 2. Jakie są rodzaje wiązań? 3. Jak przewidywac strukturę cząsteczki? Wiązania w świetle teorii kwantów fenomenologicznie

2 Wiązania 08_130 Energy (kj/mol) Internuclear distance (nm) + atom atom Sufficiently far apart to have no interaction + atom atom The atoms begin to interact as they move closer together molecule Optimum distance to achieve lowest overall energy of system Własności wiązań Długość Energia Polarność

3 Długość wiązania The distance where the system energy is a minimum. Energia wiązania It is the energy required to break a bond. It gives us information about the strength of a bonding interaction.

4 Typy wiązań kryterium podziału Elektroujemność Definicjia Mcullikena: 2 lub 2 I P E I P E + = = P powinowactwo elektronowe I energia jonizacji Definicjia Paulinga: BB AA AB x I I I = 0 lim = = mol J I I I E E E BB AA AB B A µ 2.1 Li 1.0 Be 1.5 Na 0.9 Mg 1.2 K 0.8 Ca 1.0 Rb 0.8 Sr 1.0 Cs 0.7 Ba 0.9 r 0.7 Ra 0.9 Sc 1.3 Y 1.2 La-Lu Ac 1.1 Ti 1.5 Zr 1.4 f 1.3 Th 1.3 V 1.6 Nb 1.6 Ta 1.5 Pa 1.4 Cr 1.6 Mo 1.8 W 1.7 U 1.4 Mn 1.5 Tc 1.9 Re 1.9 Np-No e 1.8 Ru 2.2 Os 2.2 Co 1.9 Rh 2.2 Ir 2.2 Ni 1.9 Pd 2.2 Pt 2.2 Cu 1.9 Ag 1.9 Au 2.4 Zn 1.6 Cd 1.7 g 1.9 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Al 1.5 B 2.0 Ge 1.8 Sn 1.8 Pb 1.9 Si 1.8 C 2.5 As 2.0 Sb 1.9 Bi 1.9 P 2.1 N 3.0 Se 2.4 Te 2.1 Po 2.0 S 2.5 O 3.5 Br 2.8 I 2.5 At 2.2 Cl Decreasing electronegativity (b) skala Paulinga Elektroujemność Typy wiązań kryterium podziału

5 Typy wiązań kryterium podziału Elektroujemność skala Paulinga Typy wiązań kryterium podziału Elektroujemność

6 Typy wiązań Różnica elektroujemności pomiędzy atomami Typ wiązania Trendy 0 kowalencyjne kowalencyjne spolaryzowane jonowe kowalencyjność jonowość Polarność wiązań +e -e l +δ -δ miara - moment dipolowy l e. l µ = δ. l δ - ładunek efektywny l - długość wiązania

7 Polarność wiązań i cząsteczek δ δ + δ + δ+ δ + δ + δ δ+ δ δ+ δ δ + δ δ δ δ + δ+ δ δ+ δ ( ) δ+ δ Polarność wiązań i cząsteczek δ + δ + 3δ + N δ + +

8 Polarność wiązań i cząsteczek δ + + O 2δ + δ + Polarność wiązań i cząsteczek cząsteczka budowa przykład AB 2 CO 2 AB 3 SO 3 AB 4 CCl 4 Cząsteczki symetryczne - wiązania polarne - moment dipolowy=0

9 Jony promień jonowy 08_136 Li + Be 2+ O 2 (0.60) 60 (0.31) 31 (1.40) 140 (1.36) 136 Na + Mg 2+ Al 3+ S 2 Cl (0.95) 95 (0.65) 65 (0.50) 50 (1.84) 184 (1.81) 181 K + Ca 2+ Ga 3+ Se 2 Br (1.33) 133 (0.99) 99 (0.62) 62 (1.98) 198 (1.95) 195 Rb + Sr 2+ In 3+ Sn 4+ Sb 5+ Te 2 I (1.48) 148 (1.13) 113 (0.81) 81 (0.71) 71 (0.62) 62 (2.21) 221 (2.16) 216 Achieving Noble Gas Electron Configurations (NGEC) Two nonmetals react: They share electrons to achieve NGEC. A nonmetal and a representative group metal react (ionic compound): The valence orbitals of the metal are emptied to achieve NGEC. The valence electron configuration of the nonmetal achieves NGEC.

10 Jony Konfiguracja elektronowa Na: 1s 2 2s 2 p 6 3s 1 = [Ne] 3s 1 Cl: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 = [Ne]3s 2 p 5 Na + :1s 2 2s 2 p 6 3s 0 = [Ne] Cl - :1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 = [Ar] Jony Konfiguracja elektronowa Przykład przewidywanie rozmiarów jonów jony izoelektronowe O 2,, Na +, Mg 2+, Al 3+ O 2 > > Na + > Mg 2+ > Al 3+ największy najmniejszy

11 Związki jonowe Etapy tworzenia związku jonowego 1. Sublimacja metalu M(s) M(g) [endotermiczny] 2. Jonizacja metalu (I) M(g) M + (g) + e [endotermiczny] 3. Dysocjacja niemetalu 1 /2X 2 (g) X(g) [endotermiczny] 4. Utworzenie anionu niemetalu (P): X(g) + e X (g) [egzotermiczny] 5. Utworzenie związku jonowego M + (g) + X (g) MX(s) [egzotermiczny] Związki jonowe Etapy tworzenia związku jonowego

12 Związki jonowe Energia sieciowa Zmiana energii podzas następującej przemiany: M + (g) + X (g) MX(s) E<0 Efekt energetyzny (z punktu widzenia układu) egzotermiczny Związki jonowe Energia sieciowa Q1Q 2 Energia sieciowa = k r oddziaływanie Coulombowskie Q 1, Q 2 = ładunki jonów r = minimalna odległość pomiędzy kationem i anionem

13 Związki jonowe Przemiany energii podczas tworzenia Na Na(s) Na(g) sublimacja 161 Na(g) Na + (g) + e jonizacja /2 2 (g) (g) dysocjacja 77 (g) + e (g) utworzenie anionu -328 Na + (g) + (g) Na(s) reakcja -923 Na(s) + 1 /2 2 (g) Na(s) -570 Związki jonowe Przemiany energii podczas tworzenia Na l e Na + (g) (g) 495 Ionization energy Na + (g) + - (g) 1 Na(g) (g) Na(s) (g) Na(g) + (g) Na(s) -328 Electron affinity Lattice energy

14 Związki jonowe 08_139 Mg 2+ (g) + O 2- (g) Powinowactwo elektronowe (P) 737 Powinowactwo ele Przemiany energii podczas tworzenia MgO Mg 2+ (g) + Mg 2+ (g) + O(g) O 2 (g) Energia sieciowa 2180 Energia jonizacji (I) Mg(g) + Mg(s) O 2 (g) 2 O 2 (g) 150 Zmiana energii -602 MgO( s) Bond Energies Bond breaking requires energy (endothermic). Bond formation releases energy (exothermic). = ΣD(bonds broken) ΣD(bonds formed) energy required energy released

15 Localized Electron Model A molecule is composed of atoms that are bound together by sharing pairs of electrons using the atomic orbitals of the bound atoms. Localized Electron Model 1. Description of valence electron arrangement (Lewis structure). 2. Prediction of geometry (VSEPR model). 3. Description of atomic orbital types used to share electrons or hold long pairs.

16 Lewis Structure - Shows how valence electrons are arranged among atoms in a molecule. - Reflects central idea that stability of a compound relates to noble gas electron configuration. Comments About the Octet Rule - 2nd row elements C, N, O, observe the octet rule. - 2nd row elements B and Be often have fewer than 8 electrons around themselves - they are very reactive. - 3rd row and heavier elements CAN exceed the octet rule using empty valence d orbitals. - When writing Lewis structures, satisfy octets first, then place electrons around elements having available d orbitals.

17 Resonance Occurs when more than one valid Lewis structure can be written for a particular molecule. These are resonance structures. The actual structure is an average of the resonance structures. ormal Charge The difference between the number of valence electrons (VE) on the free atom and the number assigned to the atom in the molecule. We need: 1. # VE on free neutral atom 2. # VE belonging to the atom in the molecule

18 ormal Charge O C O (-1) (0) (+1) Not as good O C O (0) (0) (0) Better Model VSEPR The structure around a given atom is determined principally by minimizing electron pair repulsions.

19 Model VSEPR 1. Draw Lewis structure. 2. Put pairs as far apart as possible. 3. Determine positions of atoms from the way electron pairs are shared. 4. Determine the name of molecular structure from positions of the atoms. Model VSEPR 08_143 Lone pair O Bonding pair O Bonding pair (a) (b) Lone pair C (c)

20 Model VSEPR 08_142 Lone pair N N (a) (b) Model VSEPR 08_145 Xe

21 Model VSEPR 08_150 Xe 90 leads to the structure Xe (a) Xe 180 leads to the structure Xe (b) Model VSEPR 08_144 Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl

22 Model VSEPR 08_06T Table 8.6 Arrangements of Electron Pairs Around an Atom Yielding Minimum Repulsion Number of Electron Pairs 2 Linear Arrangement of Electron Pairs A Example 3 Trigonal planar A 4 Tetrahedral A 5 Trigonal bipyramidal A 6 Octahedral A