Amorficzne, brak uporządkowania, np.. szkła. Krystaliczne, o uporządkowanym ułożeniu atomów lub molekuł tworzącym sieć krystaliczną. Struktura krystaliczna
Sieć krystaliczna Baza
+
Struktura krystaliczna
Struktura amorficzna
quartz
Kryształy • Występuje tu uporządkowane ułożenie atomów tworzących sieć krystaliczną. • Mamy 14 typów sieci krystalicznych różniących się komórkami elementarnymi.
gdy następuje transfer ładunku od jednego atomu do
drugiego * Dwa atomy tworzą w ten sposób układ dwu jonów o przeciwnych znakach * Typowym przykładem jest tu kryształ NaCl powstający w wyniku transferu elektronu z sodu do chloru Struktura elektronowa atomu Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Struktura elektronowa atomu Cl
Na
Cl
+
–
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
+
–
Struktura krystaliczna NaCl • Komórka elementarna powierzchniowo centrowana. • Każdy jon Na+ jest otoczony przez 6 jonów Cl-. Analogicznie, każdy jon Cl- jest otoczony przez 6 jonów Na+. • Energia potencjalna zawiera zarówno część przyciągającą jak i odpychającą:
1 e2 B U m 40 r r
jest stałą ( stała Madelunga), a jej wartość dla NaCl wynosi 1.75; m jest małą liczbą naturalną. Dla położenia równowagi ro pomiędzy jonami: e2 1 U0 1 40 r0 m U0 jest energią kohezji, czyli energią na jeden jon potrzebną do „usunięcia” go z kryształu
Chlorek sodu • sieć powierzchniowo centrowana z 14 atomami Cl i 13 atomami Na (1 w centrum i 12 na krawędziach) w „komórce” • Ilość atomów w komórce elementarnej : 1 Na w center i 12 x 1/4 Na na krawędziach = 4 Na 8 x 1/8 Cl w narożnikach i 6 x 1/2 Cl na powierzchniach = 4 Cl Na4Cl4 czyli NaCl
Chlorek cezu • Każdy atom Cl otoczony jest 8 atomami Cs
• Każdy atom Cs otoczony jest 8 atomami Cl
Wiązania jonowe
Potencjał odpychający 1/rm Energia całkowita
Przyciągający potencjał kulombowski -1/r
Własności kryształów jonowych • Duża energia kohezji (2-4 eV/ atom). – Powoduje wysoką temperaturę topnienia i wrzenia. • Niskie przewodnictwo elektryczne. – Brak swobodnych elektronów. • Przeźroczyste dla światła widzialnego. – Energia pomiędzy najbliższymi poziomami większa niż 3 eV. • Rozpuszczalne w wodzie. – Dipole elektryczne wody przyciągają jony.
Molekuła H2 • Tworzenie wiązania kowalencyjnego w molekule H2 • Elektron w jednym atomie przyciągany jest przez jądro drugiego. Wiązanie tworzy się poprzez uwspólnienie elektronów
Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne
• Dwie możliwości dla wartości całkowitego spinu spinu S elektronów. a) Ułożenie równoległe S = 1/2 + 1/2 = 1 b) Ułożenie antyrównoległe S = +1/2 + (-1/2) = 0
Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne
• Jeżeli spiny są takie same (S =1), dwa elektrony nie mogą być w tym samym miejscu ( zakaz Pauliego) w tym samym stanie energetycznym. • Rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w środku między atomami równa się zeru • W rezultacie atomy będą się odpychać i nie wystąpi wiązanie.
chmura elektronowa gęstość prawdopodobieństwa
Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne
• Dla spinów przeciwnych (S = 0), oba elektrony mogą być w tym samym miejscu ( ich funkcje falowe mogą się chmura elektronowa przekrywać) . gęstość prawdopodobieństwa • Oba elektrony mogą przebywać pomiędzy atomami, następuje uwspólnienie elektronów.
Molekuła H2 - wiązanie kowalencyjne
Antywiążące
molekuła H2
2s wiążące Antywiążące
2 elektrony wiążące 0 antywiążących
1s wiążące
•
8
energy(eV)
6 4
parallel spin
2 0 -2
antiparallel spin
-4 -6
R0
0.1
0.2
0.3
nuclear separation (nm)
system energy (H2)
0.4
Częściowo jonowe wiązanie kowalencyjne
NH3 rozpuszczony w wodzie
Hybrydyzacja orbitali atom węgla 2s
2p
C
Energia
Hybrydyzacja 2p sp3 2s
1-s orbital + 3-p orbitale = sp3
Tetradr 109.5°
Sieć diamentu
Sieć blendy cynkowej (ZnS, GaAs)
As
Właściwości ciał o wiązaniach kowalencyjnych
• Tworzone za pomocą silnych, zlokalizowanych wiązań. • Duża energia kohezji większa niż dla kryształów jonowych (4-7 eV/atom). – Wysoka temperatura topnienia i wrzenia. • Niskie przewodnictwo elektryczne.
