Wiązanie sigma: Powstawanie, cechy i przykłady

Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne to rodzaj wiązania chemicznego, w którym dwa atomy dzielą się parą elektronów. Jest to najczęstszy rodzaj wiązania w chemii organicznej i nieorganicznej.

Wprowadzenie

Wiązanie kowalencyjne, będące podstawą struktury wielu związków chemicznych, powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych dwóch atomów. W przypadku wiązania sigma, najprostszego i najsilniejszego typu wiązania kowalencyjnego, nakładanie się orbitali atomowych zachodzi wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

To właśnie ta liniowa orientacja nakładania się orbitali nadaje wiązaniu sigma jego charakterystyczne cechy.

W tym artykule przyjrzymy się bliżej wiązaniu sigma, analizując jego powstawanie, kluczowe cechy i przedstawiając przykłady cząsteczek, w których występuje.

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne można podzielić na trzy podstawowe rodzaje⁚ wiązanie pojedyncze, wiązanie podwójne i wiązanie potrójne. Różnią się one liczbą par elektronów dzielonych przez atomy, a tym samym siłą i długością wiązania.

Wiązanie pojedyncze powstaje w wyniku nakładania się jednego orbitalu atomowego z drugim, tworząc jedną parę elektronów wiążących.

Wiązanie podwójne powstaje w wyniku nakładania się dwóch orbitali atomowych, tworząc dwie pary elektronów wiążących.

Wiązanie potrójne powstaje w wyniku nakładania się trzech orbitali atomowych, tworząc trzy pary elektronów wiążących.

Wśród tych rodzajów wiązań, wiązanie sigma jest zawsze obecne, stanowiąc podstawę dla każdego wiązania kowalencyjnego.

Wiązanie pojedyncze

Wiązanie pojedyncze, jak sama nazwa wskazuje, powstaje poprzez dzielenie się jedną parą elektronów między dwoma atomami. Jest to najprostszy i najczęstszy rodzaj wiązania kowalencyjnego.

W wiązaniu pojedynczym, nakładanie się orbitali atomowych zachodzi wzdłuż osi łączącej jądra atomów, tworząc wiązanie sigma.

Przykładem cząsteczki z wiązaniami pojedynczymi jest cząsteczka metanu (CH₄).

W metanie, atom węgla tworzy cztery wiązania sigma z czterema atomami wodoru.

Każde wiązanie sigma w metanie powstaje w wyniku nakładania się orbitalu atomowego s węgla z orbitalem atomowym s wodoru.

Te wiązania sigma są silne i odpowiedzialne za stabilność cząsteczki metanu.

Wiązanie podwójne

Wiązanie podwójne, w przeciwieństwie do wiązania pojedynczego, powstaje w wyniku dzielenia się dwoma parami elektronów między dwoma atomami.

W wiązaniu podwójnym, jedno wiązanie jest zawsze wiązaniem sigma, które powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

Drugie wiązanie w wiązaniu podwójnym jest wiązaniem pi (π), które powstaje w wyniku bocznego nakładania się orbitali atomowych.

Wiązanie pi jest słabsze od wiązania sigma, ale nadal przyczynia się do stabilności cząsteczki.

Przykładem cząsteczki z wiązaniem podwójnym jest cząsteczka etenu (C₂H₄).

W etenie, dwa atomy węgla tworzą wiązanie podwójne, które składa się z jednego wiązania sigma i jednego wiązania pi.

Wiązanie potrójne

Wiązanie potrójne, najsilniejsze spośród wiązań kowalencyjnych, powstaje w wyniku dzielenia się trzema parami elektronów między dwoma atomami.

Składa się ono z jednego wiązania sigma i dwóch wiązań pi.

Wiązanie sigma, jak w poprzednich przypadkach, powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

Dwa wiązania pi powstają w wyniku bocznego nakładania się dwóch par orbitali atomowych.

Przykładem cząsteczki z wiązaniem potrójnym jest cząsteczka azotu (N₂).

Dwa atomy azotu w cząsteczce N₂ są połączone wiązaniem potrójnym, które składa się z jednego wiązania sigma i dwóch wiązań pi.

To wiązanie potrójne jest niezwykle silne i nadaje cząsteczce azotu wyjątkową stabilność.

Teoria wiązania walencyjnego

Teoria wiązania walencyjnego (VB) to model, który wyjaśnia powstawanie wiązań chemicznych poprzez nakładanie się orbitali atomowych.

Według tej teorii, atomy łączą się ze sobą, aby utworzyć wiązanie kowalencyjne, dzieląc się elektronami w sposób, który prowadzi do uzyskania stabilniejszej konfiguracji elektronowej.

Wiązanie kowalencyjne powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych, które posiadają przeciwne spiny.

Im większe nakładanie się orbitali, tym silniejsze wiązanie.

Teoria VB jest użyteczna do wyjaśnienia kształtu cząsteczek i kątów wiązania.

Na przykład, w cząsteczce metanu (CH₄) atom węgla ma cztery elektrony walencyjne, które znajdują się w czterech orbitalach atomowych.

W celu utworzenia czterech wiązań sigma z atomami wodoru, atom węgla ulega hybrydyzacji, tworząc cztery równoważne orbitale hybrydowe sp³.

Te orbitale hybrydowe sp³ nakładają się z orbitalami s atomów wodoru, tworząc cztery wiązania sigma.

Kształt cząsteczki metanu jest czworościenny, a kąty wiązania wynoszą około 109,5°.

Teoria orbitali molekularnych

Teoria orbitali molekularnych (MO) to alternatywne podejście do wyjaśnienia powstawania wiązań chemicznych.

W teorii MO, zamiast traktować atomy jako jednostki niezależne, rozważa się je jako tworzące cząsteczkę, w której elektrony poruszają się w orbitalach molekularnych obejmujących całą cząsteczkę.

Orbitali molekularne powstają w wyniku kombinacji liniowej orbitali atomowych (LCAO).

Teoria MO pozwala na lepsze zrozumienie właściwości elektronowych cząsteczek, takich jak energia wiązania, moment dipolowy i reaktywność chemiczna.

W teorii MO, wiązanie sigma powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jądra atomów, tworząc orbital molekularny typu sigma (σ).

Orbital sigma jest zawsze wiązaniem sigma, ponieważ jest najsilniejszym typem wiązania kowalencyjnego i ma największą gęstość elektronową wzdłuż osi wiązania.

Teoria MO jest szczególnie przydatna do wyjaśnienia właściwości cząsteczek z wiązaniami wielokrotnymi, ponieważ pozwala na opisanie zarówno wiązań sigma, jak i pi (π).

Nakładanie się orbitali atomowych

Podstawą tworzenia wiązań kowalencyjnych, w tym wiązania sigma, jest nakładanie się orbitali atomowych.

Orbital atomowy to obszar przestrzeni wokół jądra atomu, w którym istnieje duże prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

Gdy dwa atomy zbliżają się do siebie, ich orbitale atomowe mogą się nakładać, co prowadzi do utworzenia nowego orbitalu molekularnego.

Nakładanie się orbitali atomowych jest tym bardziej efektywne, im większe jest ich pokrycie się.

W przypadku wiązania sigma, nakładanie się orbitali atomowych zachodzi wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

Ten rodzaj nakładania się prowadzi do utworzenia orbitalu molekularnego sigma (σ), który charakteryzuje się największą gęstością elektronową wzdłuż osi wiązania.

Im większe jest nakładanie się orbitali atomowych, tym silniejsze jest wiązanie sigma.

W rezultacie, wiązanie sigma jest zazwyczaj najsilniejszym typem wiązania kowalencyjnego.

Orbitali wiążące i antywiążące

W teorii orbitali molekularnych, kombinacja liniowa orbitali atomowych (LCAO) prowadzi do powstania dwóch nowych orbitali molekularnych⁚ orbitalu wiążącego i orbitalu antywiążącego.

Orbital wiążący charakteryzuje się niższą energią od orbitali atomowych, z których powstał.

Gęstość elektronowa w orbitalu wiążącym jest skoncentrowana między jądrami atomów, co przyczynia się do stabilizacji cząsteczki.

W przeciwieństwie do tego, orbital antywiążący ma wyższą energię od orbitali atomowych, z których powstał.

Gęstość elektronowa w orbitalu antywiążącym jest skoncentrowana poza jądrami atomów, co destabilizuje cząsteczkę.

W przypadku wiązania sigma, orbital wiążący sigma (σ) jest zazwyczaj najniższym orbitalem molekularnym w cząsteczce.

Orbital antywiążący sigma (σ) jest zazwyczaj wyższym orbitalem molekularnym, który jest pusty w stanie podstawowym cząsteczki.

Wypełnienie orbitalu antywiążącego σ prowadzi do osłabienia wiązania sigma i może nawet prowadzić do rozpadu cząsteczki.

Schemat poziomów energetycznych

Schemat poziomów energetycznych, często nazywany diagramem MO, przedstawia energie poszczególnych orbitali molekularnych w cząsteczce.

Orbitali molekularne, które powstają w wyniku kombinacji liniowej orbitali atomowych (LCAO), mają różne energie.

Na schemacie poziomów energetycznych, orbitale o niższych energiach znajdują się poniżej orbitali o wyższych energiach.

W przypadku wiązania sigma, orbital wiążący sigma (σ) ma niższą energię niż orbitale atomowe, z których powstał, co oznacza, że jego elektrony są bardziej stabilne.

Orbital antywiążący sigma (σ) ma wyższą energię niż orbitale atomowe, co oznacza, że jego elektrony są mniej stabilne.

Na schemacie poziomów energetycznych, orbitale wiążące są zazwyczaj przedstawiane jako linie ciągłe, a orbitale antywiążące jako linie przerywane.

Schemat poziomów energetycznych pozwala na zrozumienie, jak elektrony są rozmieszczone w cząsteczce i jak wpływa to na jej właściwości.

Na przykład, liczba elektronów w orbitalach wiążących w porównaniu do liczby elektronów w orbitalach antywiążących wpływa na siłę wiązania.

HOMO i LUMO

W teorii orbitali molekularnych, HOMO (najwyższy zajęty orbital molekularny) i LUMO (najniższy niezajęty orbital molekularny) odgrywają kluczową rolę w wyjaśnianiu reaktywności chemicznej cząsteczek.

HOMO reprezentuje orbital molekularny o najwyższej energii, który jest zajęty przez elektrony w stanie podstawowym cząsteczki.

LUMO reprezentuje orbital molekularny o najniższej energii, który jest pusty w stanie podstawowym cząsteczki.

HOMO i LUMO są często nazywane “granicznymi orbitalami molekularnymi”, ponieważ są to orbitale, które najbardziej wpływają na reaktywność chemiczną cząsteczki.

W reakcjach chemicznych, HOMO działa jako donor elektronów, a LUMO jako akceptor elektronów.

W przypadku wiązania sigma, HOMO może być orbitalem sigma (σ) lub orbitalem pi (π), w zależności od struktury cząsteczki.

LUMO w przypadku wiązania sigma jest zazwyczaj orbitalem antywiążącym sigma (σ).

Różnica energii między HOMO i LUMO (zwana “luką HOMO-LUMO”) jest miarą reaktywności chemicznej cząsteczki.

Im mniejsza luka HOMO-LUMO, tym bardziej reaktywna jest cząsteczka.

Teoria granicznych orbitali molekularnych

Teoria granicznych orbitali molekularnych (FMO) jest rozszerzeniem teorii orbitali molekularnych, które skupia się na wpływie HOMO i LUMO na reaktywność chemiczną cząsteczek.

FMO zakłada, że reakcje chemiczne zachodzą głównie poprzez interakcje między HOMO jednego reagenta i LUMO drugiego reagenta.

W przypadku wiązania sigma, HOMO może być orbitalem sigma (σ) lub orbitalem pi (π), a LUMO jest zazwyczaj orbitalem antywiążącym sigma (σ).

FMO pozwala na wyjaśnienie, dlaczego niektóre cząsteczki są bardziej reaktywne niż inne i dlaczego niektóre reakcje zachodzą łatwiej niż inne.

Na przykład, w reakcji addycji elektrofilowej, elektrofil atakuje HOMO cząsteczki, która jest zazwyczaj orbitalem π.

W reakcji nukleofilowej, nukleofil atakuje LUMO cząsteczki, która jest zazwyczaj orbitalem σ.

FMO jest potężnym narzędziem do przewidywania reaktywności chemicznej i projektowania nowych reakcji.

Właściwości wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjne, w tym wiązanie sigma, charakteryzują się szeregiem właściwości, które wpływają na strukturę i właściwości cząsteczek.

Do najważniejszych właściwości należą⁚ siła wiązania, długość wiązania, kąt wiązania, polarność wiązania i moment dipolowy.

Siła wiązania, wyrażana jako energia dysocjacji wiązania (BDE), odnosi się do ilości energii potrzebnej do rozerwania wiązania.

Im większa energia dysocjacji wiązania, tym silniejsze jest wiązanie.

Długość wiązania to odległość między jądrami atomów połączonych wiązaniem.

Im krótsza długość wiązania, tym silniejsze jest wiązanie.

Kąt wiązania to kąt między dwoma wiązaniami, które wychodzą z tego samego atomu.

Kąt wiązania jest ważny dla geometrii cząsteczek i wpływa na ich właściwości fizyczne i chemiczne.

Polarność wiązania odnosi się do nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej w wiązaniu.

Wiązanie polarne powstaje, gdy atomy połączone wiązaniem mają różne elektroujemności.

Moment dipolowy to miara polarności cząsteczki.

Cząsteczka polarna ma moment dipolowy, a cząsteczka niepolarna nie ma momentu dipolowego.

Siła wiązania

Siła wiązania kowalencyjnego, w tym wiązania sigma, jest miarą jego stabilności i określa, ile energii potrzeba, aby je rozerwać.

Im większa energia dysocjacji wiązania (BDE), tym silniejsze jest wiązanie.

Siła wiązania zależy od kilku czynników, w tym od rodzaju atomów tworzących wiązanie, liczby elektronów dzielonych między atomami i typu orbitali atomowych biorących udział w tworzeniu wiązania.

Wiązania sigma są zazwyczaj silniejsze niż wiązania pi (π) ze względu na większe nakładanie się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

Na przykład, wiązanie potrójne w cząsteczce azotu (N₂) jest silniejsze niż wiązanie podwójne w cząsteczce tlenu (O₂) ze względu na większą liczbę elektronów dzielonych przez atomy.

Siła wiązania ma duży wpływ na właściwości chemiczne i fizyczne cząsteczek.

Na przykład, cząsteczki z silnymi wiązaniami są zazwyczaj bardziej stabilne i mniej reaktywne niż cząsteczki z słabymi wiązaniami.

Siła wiązania wpływa również na temperaturę wrzenia i topnienia substancji.

Długość wiązania

Długość wiązania to odległość między jądrami atomów połączonych wiązaniem kowalencyjnym.

Jest ona ściśle związana z siłą wiązania⁚ im krótsza długość wiązania, tym silniejsze jest wiązanie.

Długość wiązania zależy od kilku czynników, w tym od rodzaju atomów tworzących wiązanie, liczby elektronów dzielonych między atomami i typu orbitali atomowych biorących udział w tworzeniu wiązania.

Wiązania sigma są zazwyczaj krótsze niż wiązania pi (π) ze względu na większe nakładanie się orbitali atomowych wzdłuż osi łączącej jądra atomów.

Na przykład, wiązanie potrójne w cząsteczce azotu (N₂) jest krótsze niż wiązanie podwójne w cząsteczce tlenu (O₂) ze względu na większą liczbę elektronów dzielonych przez atomy.

Długość wiązania ma wpływ na geometrię cząsteczek i ich właściwości fizyczne i chemiczne.

Na przykład, cząsteczki z krótszymi wiązaniami są zazwyczaj bardziej sztywne i mniej podatne na deformację.

Długość wiązania wpływa również na częstotliwość wibracji cząsteczki, co można zaobserwować w spektroskopii w podczerwieni (IR).

Kąt wiązania

Kąt wiązania to kąt utworzony między dwoma wiązaniami kowalencyjnymi wychodzącymi z tego samego atomu.

Jest on kluczowym parametrem określającym geometrię cząsteczki i wpływa na jej właściwości fizyczne i chemiczne.

Kąt wiązania zależy od kilku czynników, w tym od rodzaju atomów tworzących wiązanie, liczby elektronów dzielonych między atomami i typu orbitali atomowych biorących udział w tworzeniu wiązania.

Na przykład, w cząsteczce metanu (CH₄) atom węgla ma hybrydyzację sp³, co oznacza, że jego cztery orbitale atomowe są hybrydyzowane, tworząc cztery równoważne orbitale hybrydowe sp³.

Te orbitale hybrydowe sp³ tworzą cztery wiązania sigma z atomami wodoru, a kąty wiązania wynoszą około 109,5°.

W cząsteczce wody (H₂O) atom tlenu ma hybrydyzację sp³, ale dwa z jego orbitali hybrydowych sp³ są zajęte przez pary elektronowe niewiążące.

To powoduje, że kąty wiązania w cząsteczce wody są mniejsze niż 109,5° i wynoszą około 104,5°.

Kąt wiązania wpływa na kształt cząsteczki, moment dipolowy i reaktywność chemiczną.

Polarność wiązania

Polarność wiązania kowalencyjnego, w tym wiązania sigma, odnosi się do nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej w wiązaniu.

Wiązanie polarne powstaje, gdy atomy połączone wiązaniem mają różne elektroujemności.

Elektroujemność to miara zdolności atomu do przyciągania elektronów w wiązaniu.

Atom o większej elektroujemności przyciąga elektrony wiążące silniej, co prowadzi do powstania częściowego ładunku ujemnego (δ-) na tym atomie i częściowego ładunku dodatniego (δ+) na atomie o mniejszej elektroujemności.

Na przykład, w cząsteczce wody (H₂O) atom tlenu jest bardziej elektroujemny niż atom wodoru.

W rezultacie, elektrony wiążące są bardziej przesunięte w kierunku atomu tlenu, co prowadzi do powstania częściowego ładunku ujemnego na atomie tlenu i częściowego ładunku dodatniego na atomach wodoru.

Polarność wiązania wpływa na moment dipolowy cząsteczki, a tym samym na jej właściwości fizyczne i chemiczne.

Cząsteczki z polarnymi wiązaniami są zazwyczaj bardziej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych, takich jak woda, a cząsteczki z niepolarnymi wiązaniami są bardziej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych, takich jak benzen;

Moment dipolowy

Moment dipolowy to miara polarności cząsteczki.

Jest on wynikiem nierównomiernego rozkładu gęstości elektronowej w cząsteczce, co prowadzi do powstania częściowych ładunków dodatnich i ujemnych na różnych częściach cząsteczki.

Moment dipolowy jest reprezentowany przez wektor, którego kierunek wskazuje od ładunku dodatniego do ładunku ujemnego, a długość jest proporcjonalna do wielkości momentu dipolowego.

Cząsteczki z polarnymi wiązaniami nie zawsze mają moment dipolowy.

Na przykład, cząsteczka dwutlenku węgla (CO₂) ma dwa polarne wiązania C=O, ale moment dipolowy cząsteczki jest równy zeru, ponieważ wiązania te są skierowane w przeciwnych kierunkach i wzajemnie się kompensują.

Cząsteczka wody (H₂O) ma dwa polarne wiązania O-H, które są skierowane pod kątem, co prowadzi do powstania momentu dipolowego.

Moment dipolowy wpływa na właściwości fizyczne i chemiczne cząsteczek, takie jak rozpuszczalność, temperatura wrzenia i topnienia, a także na ich reaktywność chemiczną.

Cząsteczki polarne są zazwyczaj bardziej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych, takich jak woda, a cząsteczki niepolarne są bardziej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach niepolarnych, takich jak benzen.