Γενική Χημεία Χημικοί Δεσμοί Δρ. Αθ. Μανούρας

Χημικοί δεσμοί Ένας δεσμός σχηματίζεται ανάμεσα σε δύο άτομα όταν ο συνδυασμός των ατόμων οδηγεί σε μια νέα κατάσταση που έχει χαμηλότερη ενέργεια από την αρχική ενέργεια των ξεχωριστών ατόμων.

Χημικοί δεσμοί Η ομάδα των ευγενών αερίων (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) είναι γνωστή για τη χημική της αδράνεια. Τα μόρια των ευγενών αερίων είναι μονοατομικά και επιπλέον τα άτομα τους δεν αντιδρούν συνήθως με άτομα άλλων στοιχείων, δηλαδή δε σχηματίζουν χημικούς δεσμούς. Η απουσία οποιασδήποτε χημικής δραστικότητας οφείλεται στο γεγονός ότι τα άτομα των ευγενών αερίων κατέχουν ήδη χαμηλή ενέργεια την οποία δεν είναι δυνατό να ελαττώσουν περισσότερο σχηματίζοντας χημικές ενώσεις. Η χαμηλή ενεργειακή κατάσταση στην οποία βρίσκονται τα άτομα των ευγενών αερίων σχετίζεται με το γεγονός ότι έχουν πλήρως συμπληρωμένη με ηλεκτρόνια την εξωτερική τους στοιβάδα. Το κλασικό μοντέλο περιγραφής των δεσμών βασίζεται στο γεγονός ότι μόνο τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας κάθε ατόμου εμπλέκονται στο σχηματισμό δεσμών και μάλιστα με το σχηματισμό δεσμών κάθε άτομο αποκτά μια σταθερή ηλεκτρονιακή δομή. Συνεπώς, τα άτομα έχουν την τάση να σχηματίζουν χημικούς δεσμούς έτσι ώστε να συμπληρώσουν με ηλεκτρόνια την εξωτερική τους στιβάδα και να αποκτήσουν δομή ευγενούς αερίου

Χημικοί δεσμοί Ιοντικός δεσμός 11 p+ 11 e- 17 p+ 17 e- Άτομο Cl Άτομο Na

Χημικοί δεσμοί Ιοντικός δεσμός - +

Χημικοί δεσμοί Ιοντικός δεσμός

Χημικοί δεσμοί Ομοιοπολικός δεσμός

Μοντέλα ατομικών δομών Lewis ομάδες 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A H Ne Ar Kr He Li Be B C N O F Cl Br Na Mg Al Si P S In an electron dot diagram, each dot represents a valence electron. K Ca Ga Ge As Se s1 s2 s2p1 s2p2 s2p3 s2p4 s2p5 s2p6 ηλεκτρόνιο σθένους

Τα μοντέλα Lewis εναρμονίζονται με σύγχρονη ηλεκτρονική δομή; Στο άτομο του άνθρακα με δομή 1s2, 2s2, 2p2, τα 4 ηλεκτρόνια σθένους έχουν την παρακάτω διαμόρφωση, απ’ όπου φαίνεται ότι έχουν 2 μονήρη ηλεκτρόνια : 2py1 2pz0 2px1 2s2 In an electron dot diagram, each dot represents a valence electron. Όμως στη δομή Lewis έχουμε 4 μονήρη ηλεκτρόνια σθένους. C Η παραφωνία αυτή (και όχι μόνο) αντιμετωπίστηκε με την θεωρία των υβριδικών τροχιακών.

Κανόνας οκτάδας στο σχηματισμό των δεσμών. Κανόνας οκτάδας στο σχηματισμό των δεσμών. Τα άτομα κατά τον σχηματισμό δεσμών, μεταφέρουν ή συνεισφέρουν τα ηλεκτρόνια σθένους έτσι ώστε να τείνουν να αποκτήσουν ηλεκτρονική δομή όμοια με εκείνη των ευγενών αερίων, δηλαδή 8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα πλην της στιβάδας Κ που συμπληρώνεται με 2 ηλεκτρόνια.

Τύποι δεσμών ομοιοπολικός ημιπολικός ιοντικός μονομερής εισφορά e Τύποι δεσμών ιοντικός ομοιοπολικός ημιπολικός αμοιβαία συνεισφορά e μονομερής εισφορά e μεταφορά e κοινά ζεύγη e μη πολικό μόριο πολικό μόριο Ανεξάρτητα ιόντα

Μέθοδος εύρεσης δομών Lewis. στα περισσότερα μόρια ή πολυατομικά ιόντα. Η μέθοδος μειονεκτεί στο ότι δεν διακρίνουμε άμεσα την τυχόν ύπαρξη των ημιπολικών δεσμών. Τα βήματα αυτά (με ταυτόχρονη παρουσίαση ως παραδείγματος το CO2) είναι τα εξής:

Μέθοδος εύρεσης δομών Lewis – βήμα 1ο,2o Από την ηλεκτρονική δομή ή την Α ομάδα του περιοδικού πίνακα καθορίζουμε τα ηλεκτρόνια σθένους στο κάθε άτομο . To άτομο 6C έχει δομή 1s22s22p2 ,άρα έχει 4 ηλεκτρόνια σθένους. To άτομο 8O έχει 1s22s22p4 , άρα έχει 6 ηλεκτρόνια σθένους. Υπολογίζουμε το συνολικό αριθμό ηλεκτρονίων σθένους. Αν έχουμε ανιόν ή κατιόν προσθέτουμε ή αφαιρούμε αντίστοιχα αριθμό e ίσο με το φορτίο του ιόντος. 1C  4e 2Ο 12e σύνολο 16e

Μέθοδος εύρεσης δομών Lewis – βήμα 3ο Βρίσκουμε το κεντρικό άτομο που είναι συνήθως το άτομο με την μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα (πλην του Η). Ενώνουμε με απλούς δεσμούς το κεντρικό άτομο με τα άλλα άτομα σχηματίζοντας τον σκελετό του μορίου. Αν υπάρχουν άτομα Η η αλογόνων τοποθετούνται ως εξωτερικά περιφερειακά άτομα στον σκελετό του μορίου ή του πολυατομικού ιόντος.

Μέθοδος εύρεσης δομών Lewis – βήμα 4ο Συνολικά είχαμε 16e, έχουμε 22 = 4 δεσμικά e. Έτσι έχουμε ακόμα 16e - 4e = 12e Αν περισσέψουν e συμπληρώνουμε την οκτάδα του κεντρικού ατόμου.

Μέθοδος εύρεσης δομών Lewis. – βήμα 5ο Ελέγχουμε αν το κεντρικό άτομο απόκτησε δομή «8e» σθένους. Αν όχι, χρησιμοποιούμε κατάλληλο πλήθος μη δεσμικών ζευγών ηλεκτρονίων για να σχηματίσουμε πολλαπλούς δεσμούς ώστε το κεντρικό άτομο να αποκτήσει δομή «8e»

Διάγραμμα μεθόδου εύρεσης δομών Lewis. 2. Σχεδιάζουμε με απλούς δεσμούς τον σκελετό του μορίου. 3. Συμπληρώνουμε με τα μη δεσμικά ηλεκτρόνια τις στιβάδες σθένους ξεκινώντας από τα περιφερειακά άτομα. 6. προσπαθούμε ξανά. 4. Ελέγχουμε αν αποκτήθηκαν οι δομές των ευγενών αερίων (προσθέτουμε πολλαπλούς δεσμούς αν είναι απαραίτητο) αν δεν είναι 5. Ελέγχουμε αν είναι αποδεκτή η τελική μορφή.

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο όξινο φωσφορικό (HΡO4-2) ιόν.(1/4) Ρ: Κ2L8M5 Ο: Κ2L6 Υπολογίζουμε τον συνολικό αριθμό e σθένους. 1e+5e+46e+2e = 32e ηλεκτρικό φορτίο ιόντος Η: Κ1

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο όξινο φωσφορικό (HΡO4-2) ιόν. (2/4) Σχεδιάζουμε με απλούς δεσμούς τον σκελετό του ιόντος.

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο όξινο φωσφορικό (HΡO4-2) ιόν. (3/4) Συμπληρώνουμε με τα μη δεσμικά ηλεκτρόνια τις στιβάδες σθένους ξεκινώντας από τα περιφερειακά άτομα. μη δεσμικά e = 32e-52e = 22e δεσμικά e  -2

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο όξινο φωσφορικό (HΡO4-2) ιόν. (4/4) Ελέγχουμε αν αποκτήθηκαν οι δομές των ευγενών αερίων. Προσθέτουμε πολλαπλούς δεσμούς αν είναι απαραίτητο. Ελέγχουμε αν είναι αποδεκτή η τελική μορφή.  -2

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο νιτρικό (ΝO3-1) ιόν. (1/4) Ν: Κ2L8M5 Ο: Κ2L6 Υπολογίζουμε τον συνολικό αριθμό e σθένους. 5e+36e+1e = 24e ηλεκτρικό φορτίο ιόντος

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο νιτρικό (ΝO3-1) ιόν. (2/4) Σχεδιάζουμε με απλούς δεσμούς τον σκελετό του ιόντος.

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο νιτρικό (ΝO3-1) ιόν. (3/4) Συμπληρώνουμε με τα μη δεσμικά ηλεκτρόνια τις στιβάδες σθένους ξεκινώντας από τα περιφερειακά άτομα. μη δεσμικά e = 24e - 32e = 18e δεσμικά e  -1

Παράδειγμα εύρεσης δομής Lewis στο νιτρικό (ΝO3-1) ιόν. (4/4) Ελέγχουμε αν αποκτήθηκαν οι δομές των ευγενών αερίων. Προσθέτουμε πολλαπλούς δεσμούς αν είναι απαραίτητο. Ελέγχουμε αν είναι αποδεκτή η τελική μορφή.   -1 -1        