1. Inne koncepcje wiązań
chemicznych
1. Jak przewidywac strukturę cząsteczki?
2. Co to jest wiązanie?
3. Jakie są rodzaje wiązań?

2. Model VSEPR
 wiązanie – pary elektronowe dzielone między
atomy tworzące wiązanie. Rozkład elektronów
walencyjnych w cząsteczce (struktura Lewisa)
 stuktura – minimalizujemy odpychanie między
wolnymi parami elektronowymi w cząsteczce

3. Model VSEPR
Algorytm
Określ
1. liczbę elektronów walencyjnych LEW w atomie centralnym A
2. wartościowość i liczbę elektronów tworzących pary z elektronami
liganda X
3. strukturę Lewisa cząsteczki włączając pary wiążące i niewiążące
4. liczbę koordynacyjną LK atomu centralnego A= liczba wszystkich
par elektronowych (niewiążących i w wiązaniach s) i odpowiada
liczbie naroży figury geometrycznej będącej podstawą geometrii
cząsteczki na podstawie położenia atomów
5. ułóż wolne pary najdalej od siebie w przestrzeni wokół atomu
centralnego
6. ułóż atomy liganda X w miejscach wiążących par elektronowych
wokół atomu centralnego A
7. ustal geometrię cząsteczki.

4. Model VSEPR
Table 8.6Minimalne odpychanie par i geometria
08_06T
LK=liczba par geometria budowa cząsteczki
elektronowych ułożenie par
A
4. Liczba koordynacyjna a figura geometryczna
2 liniowa
3 trójkątna A
4 tetraedryczna A
90°
5 bipiramida 120° A
trygonalna
A
6 oktaedryczna

5. Model VSEPR
4. Liczba koordynacyjna a figura geometryczna
http://www.meta-synthesis.com/webbook/45_vsepr/VSEPR.html

6. Model VSEPR
Przykład 1 H2O
1. O LEW=6
2. O = 2 wartościowy, 2 pary z ligandem H
H
3.
H O 5. 6. 7.
4. LK = 4 = tetraedr
kątowa

7. Model VSEPR
Przykład 1 H2O 08_143
Lone pair
Bonding
pair
Bonding
O pair
O
H
H
Lone pair
(a) (b)
O
C
H
H
(c)

8. Model VSEPR
Przykład 2 H2SO4
brak wolnych par elektronowych
4 pary wiążące – wiązania σ
LK=4=tetraedr

9. Model VSEPR
Przykład 3 HNO3
N OH O O
brak wolnych par elektronowych
3 pary elektronowe w wiązaniach σ
O LK=3=trójkąt
O N OH

10. Przykłady do samodzielnego
studiowania
W oparciu o model VSEPR proszę określić
budowę cząsteczek: NH3, XeF4, PCl5, PCl6-,
H3PO4

11. Model VSEPR
08_142
Przykład 4 NH3
Lone
pair
N N
H
H
H
(a) (b)

12. Model VSEPR
08_150
F F
Przykład 5 XeF4
F F
90 °
Xe leads to the Xe
structure
F F
F F
(a)
F F
F F
Xe 180° Xe
leads to the
F structure F
F F
(b)

13. Model VSEPR
Przykład 6 PCl6-- 08_144
−
Cl
Cl
P Cl P Cl
Cl
Cl

14. Wiązania
 w świetle teorii kwantów
 fenomenologicznie

15. Wiązania
08_130
+ +
Energy (kJ/mol)
H atom H atom
H H
Energy (kJ/mol)
0 Sufficiently far apart
H H
to have no interaction
HH
+ +
HH
-458 H atom H atom
The atoms begin to interact
0 0.074 Internuclear distance (nm)
as they move closer together.
(H−H bond length) -45
m + +
(b) H2molecule
Optimum distance to achieve
lowest overall energy of system

16. Własności wiązań
 Długość
 Energia
 Polarność

17. Długość wiązania
 odległość dla której energia jest minimalna

18. Energia wiązania
 energia potrzebna do zerwania wiązania

19. Typy wiązań – kryterium podziału
Elektroujemność
Definicjia Mullikena:
P−I P+I
E= lub E=
2 2
P – powinowactwo elektronowe
I – energia jonizacji
Definicjia Paulinga:
lim I AB = I AA ⋅ I BB
∆x →0
∆E = E A − E B = 0.1018 ⋅ I AB − I AA ⋅ I BB µJ ⋅ mol −1

20. 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Decreasing electronega
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
Typy wiązań – kryterium podziału
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np-No
0.7 0.9 1.1 1.3 1.4 1.4 1.4-1.3
Elektroujemność
(a)
Increasing electronegativity
H
2.1
O F
C N 3.5 4.0
Decreasing electronegativity
Be B 2.5
3.0
Li 2.0
1.5
1.0
S Cl
Al Si P 3.0
Na Mg 1.8 2.1 2.5
1.2 1.5
0.9
Se Br
Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As 2.8
K Ca Sc 1.8 1.9 1.9 1.9 2.0 2.4
1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.6 1.6 1.8
0.8 1.0 I
Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Rb Sr Y Zr 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.8 1.9 2.1 2.5
1.4 1.6 1.7 1.7
0.8 1.0 1.2
Re Os Ir Pt Au Tl Pb Bi Po At
La-Lu Hf Ta W 2.2 2.2 2.2 2.4 Hg
Cs Ba 1.5 1.7 1.9 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
0.9 1.0-1.2 1.3
0.7
Ra Ac Th Pa U Np-No
Fr 1.1 1.3 1.4 1.4 1.4-1.3
0.7 0.9
(b)
skala Paulinga

21. Typy wiązań – kryterium podziału
Elektroujemność
skala Paulinga

22. Typy wiązań – kryterium podziału
Elektroujemność

23. Typy wiązań
Różnica
elektroujemności Typ wiązania Trendy
pomiędzy atomami
0 kowalencyjne
kowalencyjność
jonowość
kowalencyjne
spolaryzowane
>1.5 jonowe

24. Polarność
wiązań
+e -e +δ -δ
l l
miara - moment dipolowy
e .l µ = δ .l
δ - ładunek efektywny
l - długość wiązania

25. Polarność
08_131wiązań i cząsteczek
− +
H δ+
δ− δ+
H
F
F δ H F
+ δ−
δ−
δ H F
+
δ
H
+ δ−
F
δ H F
+ δ−
δ−
δ+
H
δ− F
δ+
H δ H F
+ δ−
F
δ− δ H F
+ δ−
(a) (b)
H F
δ+ δ−

26. Polarność
08_134 wiązań i cząsteczek
3δ− +
∆−
N
H H
δ+
δ+
H
δ+ ∆+
−
(a) (b)

27. Polarność
wiązań i cząsteczek
08_133
+
− +
δ
H
O 2−
δ
∆+ ∆−
H
+
δ
(a) (b)

28. Polarność
wiązań i cząsteczek
round an Atom Yielding Minimum Repulsion
round an Atom Yielding Minimum Repulsion
cząsteczka budowa przykład
ent of Electron Pairs Example
ent of Electron Pairs Example
A
AAB2 CO2
A
A
AB3 SO3
AB4
A
A CCl4 Cząsteczki symetryczne
Cząsteczki symetryczne
--wiązania polarne
wiązania polarne
--moment dipolowy=0
moment dipolowy=0

29. Jony
Konfiguracja elektronowa
Na: 1s2 2s2p6 3s1 = [Ne] 3s1
Cl: 1s2 2s2p6 3s2p5= [Ne]3s2p5
Na+: 1s2 2s2p6 3s0 = [Ne]
Cl-: 1s2 2s2p6 3s2p6 = [Ar]

30. Jony
Konfiguracja elektronowa
Przykład przewidywanie rozmiarów jonów
jony izoelektronowe
O2−, F−, Na+, Mg2+, Al3+
O2− > F− > Na+ > Mg2+ > Al3+
największy najmniejszy

31. Jony
promień jonowy
08_136
Li+ Be2+ O2− F−
(0.60) (0.31)
60 31 (1.40) (1.36)
140 136
S2− Cl−
Na+ Mg2+ Al3+
(0.95) (0.65) (0.50)
95 65 50 (1.84) (1.81)
184 181
K+ Ca2+ Ga3+ Se2− Br−
(1.33) (0.99) (0.62) (1.98) (1.95)
133 99 62 198 195
Te2− I−
Rb+ Sr2+ In3+ Sn4+ Sb5+
(1.48) (1.13) (0.81) (0.71) (0.62)
148 113 81 71 62 (2.21) (2.16)
221 216

32. 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
/2X2(g) → X(g) [endotermiczny]
4. Utworzenie anionu niemetalu (P):
X(g) + e− → X−(g) [egzotermiczny]’
4. Utworzenie związku jonowego
M+(g) + X−(g) → MX(s) [egzotermiczny]

33. Związki jonowe
Etapy tworzenia związku jonowego

34. Związki jonowe
Energia sieciowa
Zmiana energii podczas następującej przemiany:
M+(g) + X−(g) → MX(s) ∆E<0
Efekt energetyzny (z punktu widzenia układu) egzotermiczny

35. Związki jonowe
Energia sieciowa
Q1Q2
Energia sieciowa = k
r
oddziaływanie Coulombowskie
Q1, Q2 = ładunki jonów
r = minimalna odległość pomiędzy kationem i anionem

36. Związki jonowe
Przemiany energii podczas tworzenia NaF
Na(s) → Na(g) sublimacja 161
Na(g) → Na+(g) + e− jonizacja 495
1
/2F2(g) → F(g) dysocjacja 77
F(g) + e− → F−(g) utworzenie anionu -328
Na+(g) + F−(g) → NaF(s) reakcja -923
Na(s) + 1/2F2(g) → NaF(s) -570

37. Związki jonowe
0 Przemiany energii podczas tworzenia NaF
Ionization energy
Na(g) + F(g)
1
Na+(g) + 2 F2(g) 77
-328 Electron
Ionization Na+(g) + F-(g) affinity
495 energy
1
Na(g) + 2 F2(g)
150 1
109 Na(s) + 2 F2(g) Lattice
-923
Overall energy
energy -570
change
NaF(s)

38. Mg 2+ 2-
08_139(g) + O (g)
Związki jonowe
Powinowactwo
elektronowe (P)
737 Powinowactwo ele
Mg 2+(g) + O( g)
Przemiany energii podczas Mg 2+ (g) +
1
2 O 2(g) 247
tworzenia MgO
-3916 Energia sieciowa
2180
Energia jonizacji (I)
1
Mg(g) + 2 O2(g)
1
Mg(s) + 2 O2(g) 150
Zmiana energii
-602
MgO( s)