Κεφάλαιο 1 Χημικός δεσμός

Κεφάλαιο 1 Χημικός δεσμός

1.1 Άτομα, Ηλεκτρόνια, και Τροχιακά

Τα άτομα αποτελούνται από + Πρωτόνια φορτισμένα θετικά μάζα = 1.6726 X 10-27 kg Νετρόνια ουδέτερα μάζα = 1.6750 X 10-27 kg Ηλεκτρόνια φορτισμένα αρνητικά μάζα = 9.1096 X 10-31 kg

Ατομικός Αριθμός και Μαζικός Αριθμός A Z X Ατομικός αριθμός (Z) = αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα (αυτός πρέπει να είναι επίσης ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων στο ουδέτερο άτομο) Μαζικός αριθμός (A) = το σύνολο του αριθμού των πρωτονίων + νετρονίων στον πυρήνα

Εξίσωση Schrödinger Ο Schrödinger συνδύασε την ιδέα ότι το ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες με τις κλασσικές εξισώσεις της κυματικής κίνησης για να δώσει μια κυματική εξίσωση της ενέργειας του ηλεκτρονίου σ ένα άτομο. Η κυματική εξίσωση (εξίσωση Schrödinger) δίνει μια σειρά λύσεων οι οποίες ονομάζονται κυματοσυναρτήσεις (ψ ).

Κυματοσυναρτήσεις Επιτρέπονται μόνο μερικές τιμές της ψ. Κάθε ψ αντιστοιχεί σε μια ωρισμένη ενέργεια. Η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου σ ένα συγκεκριμένο σημείο σε σχέση με τον πυρήνα δίδεται από την ψ 2. Κάθε ενεργειακή κατάσταση αντιστοιχεί σ ένα τροχιακό.

Εικόνα 1.1 Κατανομή πιθανότητας (ψ 2 ) για ένα ηλεκτρόνιο σ ένα 1s τροχιακό.

Μια οριακή επιφάνεια περιβάλλει τη περιοχή όπου η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μεγάλη της τάξεως του 90-95% 1s 2s Εικόνα 1.2 Οριακές επιφάνειες ενός 1s τροχιακού και ενός 2s τροχιακού.

Κβαντικοί Αριθμοί Ο κύριος κβαντικός αριθμός n είναι ένας ακέραιος, ο οποίος καθορίζει τη στιβάδα και σχετίζεται με την ενέργεια του τροχιακού. Οι κβαντικοί αριθμοί της στροφορμής αποδίδονται συνήθως με ένα γράμμα (s, p, d, f, κλπ) και περιγράφουν το σχήμα του τροχιακού.

Συνοπτικός Πίνακας κβαντικών αριθμών ΟΝΟΜΑ ΣΥΜΒΟΛΟ ΤΡΟΧΙΑΚΗ ΕΡΜΗΝΕΙΑ Κύριος κβαντικός αριθμός ΕΥΡΟΣ ΤΙΜΩΝ ΠΑΡΑ ΕΙΓΜΑΤΑ ΤΙΜΩΝ n Φλοιός 1 n n=1, 2, 3,. Αζιμουθιακός l Υποφλοιός 0 l < n-1 Κβαντικός αριθμός Μαγνητικός κβαντικός αριθμός (προβολή της γωνιακής στροφορμής) Κβαντκός αριθμός προβολής spin m l m s Προσανατολισμός του σχήματος του υποφλοιού Spin ηλεκτρονίου Για n=3 l=0,1,2 (s, p, d) l m l <l Για l=2 m l = 2, 1, 0, 1, 2 s m s s Για ένα ηλεκτρόνιο s=1/2

Τροχιακά s Τα τροχιακά s είναι σφαιρικής συμμετρίας. Η ενέργεια ενός τροχιακού s αυξάνεται με τον αριθμό των κομβικών επιπέδων που έχει. Ένα κομβικό επίπεδο είναι μια περιοχή όπου η πιθανότητα ευρέσεως ενός ηλεκτρονίου είναι μηδέν. Κόμβος είναι η περιοχή με μηδενική ηλεκτρονική πυκνότητα. Ένα 1s τροχιακό δεν έχει κόμβους ένα 2s τροχιακό έχει ένα ένα 3s τροχιακό έχει δύο, κλπ.

Κομβικές επιφάνειες τροχιακών Εγκάρσιες τομές ενός α) 1sτροχιακού και β) ενός 2s τροχιακού. Στο 1s η κυματοσυνάρτηση έχει το ίδιο πρόσημο σε όλο το τροχιακό ενώ στο 2s η κυματοσυνάρτηση αλλάζει πρόσημο κατά τη μετάβασή της διαμέσου της κομβικής επιφάνειας από (+) σε (-). Τα πρόσημα αυτά δεν πρέπει να συγχέονται με το φορτίο των ηλεκτρονίων ή του πυρήνα.

Η απαγορευτική αρχή του Pauli υο ηλεκτρόνια του ίδιου ατόμου δεν μπορούν να έχουν το ίδιο σύνολο των τεσσάρων κβαντικών αριθμών. υο ηλεκτρόνια μπορούν να καταλάβουν το ίδιο τροχιακό μόνο όταν έχουν αντίθετα spins. Σε κάθε τροχιακό υπάρχουν το πολύ δυο ηλεκτρόνια.

Πρώτη Περίοδος Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 1 Υδρογόνο Ήλιον Z = 1 Z = 2 1s 1 1s 2 1s 2s 2p H He

Τροχιακά p Τα σχήματα των p τροχιακών μοιάζουν με αλτήρες. Τα p τροχιακά δεν υπάρχουν όταν ο n = 1. Εμφανίζονται όταν είναι ο n = 2 και μεγαλύτερος. Υπάρχουν τρία τροχιακά p για κάθε τιμή του n (όταν ο n είναι μεγαλύτερος από 1).

εύτερη Περίοδος Κύριος κβαντικός αριθμός (n) = 2 Z 1s 2s 2p Li 3 Be 4 B 5 C 6

εύτερη Περίοδος Z 1s 2s 2p N 7 O 8 F 9 Ne 10

1.2 Ιοντικοί δεσμοί

Ιοντικός δεσμός Ένας ιοντικός δεσμός είναι η δύναμη της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ αντιθέτων φορτισμένων φορτίων Na + (κατιόν) Cl (ανιόν) Όταν το μεταλλικό νάτριο με ενέργεια ιοντισμού E i =496 kj/mol αντιδρά με αέριο χλώριο που έχει ηλεκτρονική συγγένεια E ea =-349 kj/mol, το νάτριο παραχωρεί ένα ηλεκτρόνιο στο χλώριο, σχηματίζοντας θετικά φορτισμένα ιόντα Na + και αρνητικά φορτισμένα Cl. Το NaCl θεωρείται ιοντικό στερεό και έχει ιοντικό δεσμό.

Ιοντικός δεσμός Οι ιοντικοί δεσμοί είναι κοινοί στην ανόργανη χημεία αλλά σπάνιοι στην οργανική χημεία. Ο άνθρακας εμφανίζει μικρότερη τάση από τα μέταλλα για να σχηματίσει κατιόντα, και μικρότερη τάση για σχηματισμό ανιόντων από τα αμέταλλα.

1.3 Ομοιοπολικοί δεσμοί

Το μοντέλο Lewis για το χημικό δεσμό Το 1916 ο G. N. Lewis πρότεινε ότι τα άτομα συνδυάζονται για να επιτύχουν σταθερότερη ηλεκτρονική δομή. Η μέγιστη σταθερότητα προκύπτει όταν ένα άτομο είναι ισοηλεκτρονιακό με ένα ευγενές αέριο. Ένα ζεύγος ηλεκτρονίων το οποίο διαμοιράζεται μεταξύ δυο ατόμων συνιστά ένα ομοιοπολικό δεσμό.

Ομοιοπολικός δεσμός στο H 2 Τα δυο άτομα υδρογόνου, κάθε ένα με 1 ηλεκτρόνιο, H. μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σ ένα ομοιοπολικό δεσμό. H: H Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε υδρογόνο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη με το ήλιον.. H

Ομοιοπολικός δεσμός στο F 2 ύο άτομα φθορίου, κάθε ένα με 7 ηλεκτρόνια σθένους, Μπορούν να συνεισφέρουν αυτά τα ηλεκτρόνια σ έναν ομοιοπολικό δεσμό. F.. : F: : F: F: Η συνεισφορά του ηλεκτρονικού ζεύγους δίνει σε κάθε φθόριο μια ηλεκτρονική διαμόρφωση ανάλογη του νέου.

Ο κανόνας της οκτάδας Κατά τον σχηματισμό ενώσεων, τα άτομα κερδίζουν, χάνουν, ή συνεισφέρουν ηλεκτρόνια για να δώσουν σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση χαρακτηριζόμενη από 8 ηλεκτρόνια σθένους. : F: F: Ο κανόνας της οκτάδας είναι ο πλέον χρήσιμος σε περιπτώσεις που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούς δεσμούς σε C, N, O, και F.

Ενώνεται ο άνθρακας (4 ηλεκτρόνια σθένους) και τέσσερα φθόρια (7 ηλεκτρόνια σθένους έκαστο).. C.. : F. για να γραφεί η δομή Lewis για τον CF 4. : F: : F: C : F: : F: Ο κανόνας της οκτάδας ικανοποιείται για τον άνθρακα και κάθε φθόριο. Παράδειγμα 1

Παράδειγμα 2 Είναι κοινή πρακτική να αντιπροσωπεύεται ένας ομοιοπολικός δεσμός με μία γραμμή. Μπορούμε να ξαναγράψουμε : F: : F: C : F: : F: ως : F: : F C F: : F:

1.4 ιπλοί και τριπλοί δεσμοί

Ανόργανα παραδείγματα : O: : C : : O: : C Ȯ. O : ιοξείδιο του άνθρακα H : C : : : N : H C N: Υδροκυάνιο

Οργανικά παραδείγματα H H H : C : : C : H Αιθυλένιο H C C H H H H : C : : : C : H Ακετυλένιο H C C H

1.5 Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί και ηλεκτραρνητικότητα

Ηλεκτραρνητικότητα Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός στοιχείου να έλκει ηλεκτρόνια προς αυτό όταν συνδέεται μ ένα άλλο στοιχείο. Ένα ηλεκτραρνητικό στοιχείο έλκει ηλεκτρόνια. Ένα ηλεκτροθετικό στοιχείο ελευθερώνει ηλεκτρόνια.

Κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας Pauling Η ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά στον περιοδικό πίνακα. Μειώνεται σε μια ομάδα από πάνω προς τα κάτω.

Γενίκευση Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναι ο δεσμός. H H : F F: :N N: Μη πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας.

Γενίκευση Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δυο συνδεδεμένων ατόμων τόσο πολικότερος είναι ο δεσμός. δ+ δ H F: δ+ H δ O δ δ+ H δ+ δ :O C O: Οι πολικοί δεσμοί συνδέουν άτομα διαφορετικής ηλεκτραρνητικότητας

1.6 Τυπικό φορτίο Το τυπικό φορτίο είναι το υπολογιζόμενο φορτίο για ένα άτομο με δομή Lewis με βάση την ίση συνεισφορά των συνδεδεμένων ηλεκτρονικών ζευγών.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του H H O O: N : O : Θα υπολογίσουμε το τυπικό φορτίο για κάθε άτομο σ αυτή τη δομή Lewis.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του H H O O: N : O : Το υδρογόνο μοιράζεται 2 ηλεκτρόνια με το οξυγόνο. Αποδίδεται 1 ηλεκτρόνιο στο H και 1 στο O. Ένα ουδέτερο άτομο υδρογόνου έχει 1 ηλεκτρόνιο. Επομένως, το τυπικό φορτίο του H στο νιτρικό οξύ είναι 0.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του O H O O: N : O : Το Οξυγόνο έχει 4 ηλεκτρόνια σε ομοιοπολικούς δεσμούς. Αποδίδονται 2 απ αυτά τα 4 ηλεκτρόνια στο O. Το Οξυγόνο έχει 2 ασύζευκτα ζεύγη. Αποδίδονται όλα τα 4 αυτά ηλεκτρόνια στο O. Επομένως, ο ολικός αριθμός των αποδιδομένων ηλεκτρονίων στο O είναι 2+4=6.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του O H O O: N : O : Η ηλεκτρονική καταμέτρηση του O είναι 6. Ένα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνια. Επομένως, το τυπικό φορτίο του O είναι 0.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του O H O O: N : O : Η ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 6 (4 ηλεκτρόνια από μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 4 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια). Ένα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνια. Επομένως, το τυπικό φορτίο του O είναι 0.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του O H O O: N : O : Η ηλεκτρονική αρίθμηση του O είναι 7(6ηλεκτρόνια από τα μονήρη ζεύγη + τα μισά από τα 2 συνδεδεμένα ηλεκτρόνια). Ένα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνια. Επομένως, το τυπικό φορτίο του O είναι -1.

Νιτρικό οξύ Τυπικό φορτίο του N H O N : O: O : Η ηλεκτρονική αρίθμηση του N είναι 4 (τα μισά από τα 8 ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς). Ένα ουδέτερο άτομο αζώτου έχει 5 ηλεκτρόνια. Επομένως, το τυπικό φορτίο του Ν είναι +1.

Νιτρικό οξύ Τυπικά φορτία H O O: N+ : O : Μια δομή Lewis είναι πλήρης εκτός εάν φαίνονται τα (εάν υπάρχουν τα οποιαδήποτε) τυπικά φορτία.

Τυπικό φορτίο Μια αριθμητική σχέση για τον υπολογισμό του τυπικού φορτίου. Τυπικό φορτίο = αριθμός ομάδας στον περιοδικό πίνακα αριθμός δεσμών αριθμός μονήρων ηλεκτρονίων

Τυπικό φορτίο «Ηλεκτρονικές αριθμήσεις" και τυπικά φορτία στο NH 4 + και στο BF 4-1 H H + N H : F: : F B F: 7 4 H : F: 4