Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – jest to wiązanie pomiędzy dwoma atomami, których różnica elektroujemności (siły przyciągania elektronów) jest różna od zera,ale nie większa niż 1,7 w skali Paulinga (choć akurat ta granica jest raczej granicą orientacyjną niż sztywną). W tym rodzaju wiązania podobnie jak w zwykłym wiązaniu kowalencyjnym niespolaryzowanym para elektronów jest współdzielona pomiędzy dwa atomy, jednak z tą różnicą w porównaniu do wyżej wymienionego wiązania,że para elektronowa jest przesunięta bardziej w kierunku jednego z atomów. Elektrony są bardziej przyciągane przez atom o większej elektroujemności, więc spoglądając w tabele elektroujemności wg Paulinga możemy bez problemu przewidzieć, który z atomów będzie mocniej przyciągać,a który słabiej. Przesunięcie pary elektronowej powoduje, że przy jednym z atomów tworzy się nadmiar ładunku ujemnego,a przy drugim niedobór. W ten sposób na atomach powstają cząstkowe ładunki. Na atomie, który ma bliżej siebie parę elektronową powstaje cząstkowy ładunek ujemny (oznaczany δ-),a na drugim, który ma odsuniętą od siebie tą parę elektronową z wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego dodatni cząstkowy ładunek (oznaczany δ+).

Na przykładzie cząsteczki kwasu solnego:

                                    H ^δ+----- Cl ^δ-

                                                               2,2                      3,2

                                                               EN_H-Cl = 3,2 – 2,2 = 1,0

gdzie: EN_H-Cl = różnica elektroujemności atomów w cząsteczce kwasu chlorowodorowego

widać,że różnica elektroujemności pomiędzy atomami tworzącymi tą cząsteczkę jest różna od zera,ale mniejsza niż 1,7 więc przy omawianiu tego związku możemy mówić o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym. Atom wodoru (H) ma mniejszą elektroujemność (2,2) niż atom chloru (Cl) (3,2) dlatego na atomie wodoru powstaje cząstkowy ładunek dodatni,a na atomie chloru cząstkowy ładunek ujemny.

W takim przypadku jak wyżej pokazany, w rezultacie nie równego rozłożenia ładunku w cząsteczce związku, powstaje dipol elektryczny. Taki powstały dipol zachowuje się jak miniaturowy magnesik, tzn część dodatnia dipolu przyciąga ładunki ujemne,a ujemna część dipolu przyciąga ładunki dodatnie (lub są same przyciągane przez te ładunki).

Moment dipolowy cząsteczki jest miarą przesunięcia pary elektronowej i oznaczany jest poprzez grecką literę μ (czytaj: mi). Moment dipolowy jest wektorem o określonym:

-kierunku, zgodnym z prostą przechodzącą przez jądra wiązanych atomów,

-zwrocie, określonym od bieguna ujemnego do dodatniego,

-wartości, równej iloczynowi bezwzględnej wartości ładunku i odległości pomiędzy jądrami wiązanych atomów.

μ = |δ| * l

gdzie: μ – wartość momentu dipolowego (jednostka: [C*m], czyli Culomb razy metr)

δ – wartość ładunku (jednostka [C] Culomb)

l – odległość pomiędzy jądrami atomów (jednostka [m] metr)

Np. wartość momentu dipolowego dla cząsteczki H-Cl jest równa: μ = 3,6*10^-30 [C*m]

Wiązanie kowalencyjne - atomowe

Wiązanie kowalencyjne (zwane też atomowym) - jest to typ wiązanie chemicznego, w którym na wiązanie chemiczne oba atomy oddają po jednym elektronie,które są współdzielone przez każdy atom. Tzn, jeden z atomów daje do wiązanie jeden elektron,ale formalnie go nie traci,a dodatkowo zyskuje kolejny przez dzielenie go z drugim atomem. Wiązanie to występuje między atomami tego samego pierwiastka – ,które posiadają taką samą elektroujemność,a co za tym idzie z taką samą siłą przyciągają do siebie elektrony. Wiązania kowalencyjne mogą być:

-pojedyncze, np. H-H, F-F, Cl-Cl, Br-Br

-podwójne, np. O=O, C=C, S=S

-potrójne, np. N≡N, C≡C, P≡P

,gdzie poziome kreski pomiędzy symbolami pierwiastków oznaczają ilości wiązań występujących między nimi. Każda pojedyncza kreska to jedno wiązanie,a zarazem jedna para elektronowa (2e^-).

Wiązanie typu sigma

δ

-jeżeli narysowalibyśmy prostą pomiędzy dwoma jądrami atomowymi, atomów tworzących wiązanie sigma, to powstałe wiązanie leżało by na tej prostej pomiędzy jądrami atomowymi. Wiązanie tego typu występuje w każdym wiązaniu kowalencyjnych( tzn, w pojedynczym, podwójnym, potrójnym). Jest to wiązanie najmocniejsze

Na obrazku wyżej widzimy dwa orbitale s wodorów, które po nałożeniu się tworzą wiązanie sigma (i orbital molekularny typu sigma)
Poniżej nakładają się czołowo dwa orbitale p i również dają wiązanie sigma (i  zarazem orbital molekularny typu sigma)


Wiązanie typu pi 

π

-wiązanie typu sigma mogą tworzyć orbitale s i p, natomiast wiązania typu pi orbitale s NIE mogą  tworzyć gdyż, powstają one z bocznego nakładania się orbitali p. Jest to wiązanie słabsze od wiązanie typu sigma (łatwiej je zerwać) i nie leży tak jak  sigma na linii łączącej oba jądra lecz "pod nią" lub "nad nią" (jeżeli byśmy wyznaczyli płaszczyznę przebiegającą prostopadle do orbitali atomowych p).

Jak widać na obrazku powyżej z lewej strony nakładają się bocznie dwa orbitale typu p (gdyby nakładały się czołowo mielibyśmy do czynienia z wiązaniem typu sigma), w konsekwencji czego powstaje wiązanie pi. Po prawej stronie rysunku możemy zaobserwować powstały przez to nakładanie orbital molekularny typu

π

Wiązanie jonowe

₁₁Na 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₁ - 1e_- → Na₊ ( 1s₂ 2s₂ 2p₆ ) ≡ [Ne]

₁₇Cl 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₅ + 1e_- → Cl_- ( 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₆ ) ≡ [Ar]

∆EN_NaCl  = 3,0 – 0,9 = 2,1

3,0 -elektroujemność Cl

0,9 -elektroujemność Na

w wyniku przeniesienia elektronu z atomu pierwiastka o małej elektroujemności na atom pierwiastka o dużej elektroujemności powstają jony:

-anion (-) o ładunku ujemnym

-kation (+) o ładunku dodatnim

Siły elektrostatycznego przyciągania między jonami umownie nazywamy wiązaniem jonowym.

Wiązania jonowe występują pomiędzy pierwiastkami grupy I i II a XVI i XVII. Wyjątkami są:

-wodór [H] – nie tworzy wiązań jonowych

-glin [Al] – tworzy wiązania jonowe

Zakłada się,że przewaga wiązania jonowego (czyli powyżej 50% udziału) jest wówczas, gdy różnica elektroujemności jest co najmniej równa lub wyższa 1,7 (∆EN = 1,7).

Wzór chemiczny związków jonowych nie jest wzorem cząsteczkowym. Związki jonowe to substancje stałe, krystaliczne, posiadające wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Dobrze rozpuszczają się w wodzi i innych rozpuszczalnikach polarnych. W stanie stopionym i rozpuszczone w wodzie przewodzą prąd elektryczny.

Dla prostych związków jonowych takich jak sól kuchenna (czyli NaCl) sieć krystaliczna wygląda tak:

 

Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność pierwiastków - jest to miara przyciągania elektronów przez dany pierwiastek podczas tworzenia wiązania z innym pierwiastkiem. Im wyższą wartość ma elektroujemność danego pierwiastka tym silniej przyciąga on elektrony w wiązaniu w swoją stronę- w rezultacie czego powstaje polaryzacja wiązania. Używa jest zazwyczaj skala elektroujemności wg Paulinga. Gdy jakiś pierwiastek słabo przyciąga elektrony, jak np potas, to możemy powiedzieć, że jest to elektrododatni pierwiastek. W układzie okresowym elektroujemność pierwiastków wzrasta z dołu do góry w grupie i z lewej do prawej w okresie (czyli tak samo jak charakter kwasowy pierwiastków i niemetaliczny). Trzeba pamiętać również o tym,że nie są to sztywno przypisane wartości, gdyż w zależności od otoczenia danego pierwiastka wartość jego elektroujemności może się nieznacznie zmieniać. Na wartość elektroujemności może wpływać rodzaj hybrydyzacji, wiązania, stopień utlenienia pierwiastka czy też rodzaju pierwiastka z jakim tworzy dany pierwiastek wiązanie.

Wartościowość grup głównych względem tlenu i wodoru

Grupa układu okresowego	I	II	XIII	XIV	XV	XVI	XVII	XVIII
Wzór połączenia z tlenem	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7	-
Maksymalna wartościowość względem tlenu	I	II	III	IV	V	VI	VII	0
Wzór połączenia z wodorem	NaH	MgH2	AlH3	SiH4	PH3	H2S	HCl	-
Maksymalna wartościowość względem wodoru	I	II	III	IV	III	II	I	0

Badanie aktywności metali

Doświadczenie:

      Do trzech probówek wlewamy wodę. Do każdej z nich dodajemy kilka kropel fenoloftaleiny ( abyśmy mogli sprawdzić odczyn {kwasowy/zasadowy] roztworu,który powstanie). Do kolejnych probówek dodajemy:
1. Sód (Na)
2.Potas (K)
3.Magnez (Mg)

Obserwacje dla probówki:

1. Sód w zetknięciu z wodą zaczyna się "kręcić" po powierzchni i rozpuszczać się
2.Potas w zetknięciu z wodą zaczyna gwałtownie się palić  - reakcja następuje błyskawicznie
3.Magnez z wodą reaguje wyjątkowo wolno - by przyspieszyć reakcję możemy podgrzać roztwór

W każdym przypadku roztwór zabarwiał się na malinowo (pod wpływem fenoloftaleiny) oznacza to,że powstający roztwór posiada odczyn zasadowy.

1. 2Na + 2H₂O -----> 2NaOH + H₂ ↑                  -powstaje wodorotlenek sodu

2. 2K + 2H₂O -----> 2KOH + H₂ ↑                     -powstaje wodorotlenek potasu

3. Mg + 2H₂O -----> Mg(OH)₂ + H₂ ↑                 -powstaje wodorotlenek magnezu

gdzie: ↑ - oznacza,że powstający gazowy wodór ulatuje do atmosfery

Wnioski z doświadczenia:

Potas jest bardziej aktywny od sodu, natomiast sód jest bardziej aktywny od magnezu. Można więc stwierdzić,że aktywność metali wzrasta od góry do dołu w grupie i od prawej do lewej w okresie (w układzie okresowym).

Budowa atomu,a położenie pierwiastka w układzie okresowym

₁₁Na ----> 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₁ - 1e_- => Na₊ [1s₂ 2s₂ 2p₆ ] => Na₊ [Ne]

Jeżeli atom sodu odda jeden swój elektron (np w wyniku wiązania jonowego) to jego konfiguracja staje się taka sama jak konfiguracja neonu.

₁₇Cl ----> 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₅ + 1e_- => Cl_- [1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₆] => [Ar]

Jeżeli atom chloru przyjmie jeden elektron (powstaje anion – czyli jon ujemnie naładowany( przeciwieństwem jest kation -tak jak dla sodu)) to jego konfiguracja przyjmuje konfigurację argonu.

Podział grup na przynależności metaliczne:

1 X_* -1e_- => X₊ -metale

2 X : -2e_- => X₂₊ -metale

13 _*X: -3e_- => X₃₊ -metale

14 :X: -metale i niemetale

15 :X:_* +3e_- => X_3- -niemetale

16 _*:X:_* +2e_- => X_2- -niemetale

17 _**:X:_* +1e_- => X_- -niemetale

18 _**:X:_** -gazy szlachetne

To ile dany pierwiastek jest w stanie oddać lub przyjąć elektronów podyktowane jest tzw regułą oktetu elektronowego. Oznacza to, że każdy pierwiastek w układzie okresowym dąży do tego aby jego konfiguracja elektronowa przypominała tą, którą posiada najbliższy temu pierwiastkowi gaz szlachetny – to znaczy,że poza pierwiastkami, którym najbliżej jest do do helu ( tu obowiązuje regułą dubletu = 2elektrony), wszystkie chcą mieć na powłoce walencyjnej 8 elektronów (ns₂ np₆).

Spoglądając na układ okresowy możemy stwierdzić, że:

-od prawej do lewej wzrasta charakter metaliczny pierwiastków

-od lewej do prawej wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

-od góry do dołu wzrasta charakter metaliczny pierwiastków

-od dołu do góry wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

Mg -----> MgO -----> Mg(OH)₂

S -----> SO₂ -----> H₂SO₃

2Mg + O₂ -----> 2MgO

MgO + H₂O -----> Mg(OH)₂

S + O₂ -----> SO₂

SO₂ + H₂O ------> H₂SO₃

Mg(OH)₂ + H₂SO₃ -----> MgSO₃ + 2H₂O