Następnie następuje krótkie omówienie wiązań kowalencyjnych. Pełne omówienie – patrz: Wiązania chemiczne: Wiązania kowalencyjne. Molekuły, które mają wiązania kowalencyjne, obejmują nieorganiczne substancje wodór, azot, chlor, wodę i amoniak (H2, N2, Cl2, H2O, NH3) wraz ze wszystkimi związkami organicznymi. 3. Uważaj – to, że ustalisz hybrydyzację, to nie znaczy, że od razu znasz budowę cząsteczki. 1. Budowa cząsteczki, a ułożenie elektronów. Wszystkie przykłady, które dotychczas omówiliśmy ( VSEPR – prosta metoda do oceny budowy cząsteczek) pomijały sytuację, w której atom centralny również ma wolną parę czy też pary 1. Rysowanie wzorów Lewisa cząsteczek chemicznych Dokładny algorytm, który prowadził nas za rączkę krok po kroku, jak rysować wzory Lewisa cząsteczek chemicznych został wytłumaczony ostatnio. To jednak było za mało, ponieważ nie mieliśmy szansy poćwiczyć, nie pojawiły się także przykłady, w których byłoby pokazane wiązanie koordynacyjne. Pędzę zatem do Ciebie z tym tych oddziaływań pomiędzy atomami są wiązania chemiczne, prowadzące do utworzenia cząsteczek (pojedynczych ) lub makrocząsteczek (zbudowanych z nieskończonej sieci jonów lub atomów). Teraz czas na analizę oddziaływań pomiędzy cząsteczkami. Tu już konfiguracja elektronowa atomów nie jest bezpośrednim powodem oddziaływań… Są to te, które, gdy wystąpią, uwalniają energię w postaci ciepła. Charakteryzują się ujemną entalpią reakcji oraz tym, że wiązania chemiczne w produktach są silniejsze i trwalsze niż w reagentach. Przykłady reakcji egzotermicznych. Spalanie gazu kuchennego, butanu Plik wiązania glikozydowe Są to wiązania kowalencyjne występujące między cukrami (węglowodanami) a innymi cząsteczkami, którymi mogą być inne monosacharydy lub inne cząsteczki o różnym charakterze. Powiązania te umożliwiają istnienie wielu podstawowych składników niezbędnych do życia, nie tylko w tworzeniu paliw rezerwowych . Drobiny chemiczne występują w postaci atomowej – niezwiązanej lub w postaci związanej z innymi lub jednoimiennymi. Dziś pomówimy o wiązaniach chemicznych – wiązaniu kowalencyjnym (spolaryzowanym i nie), jonowym i metalicznym, a więc także o drobinach, które mają zdolność je tworzyć i o wynikających z rodzajów wiązań właściwościach cząsteczek lub związków. Wiązanie chemiczne Warunkiem do utworzenia wiązania chemicznego przez atomy pierwiastków chemicznych jest posiadanie elektronów którymi dany atom chciałby się podzielić z innym, oddać je lub z drugiej strony być chętnym, aby jakieś przyjąć. Wiemy już od gimnazjum, że swój wymarzony stan optymalny energetycznie w układzie okresowym osiągnęły jedynie gazy szlachetne. Mają tyle elektronów ile im potrzeba, to znaczy odpowiednio do swojej ostatniej powłoki elektronowej osiągnęły dublet lub oktet elektronowy. Reszta pierwiastków dążąc do takiego stanu tworzy wiązania i wspólnymi siłami atomy tworzą dublety i oktety. Wiązanie kowalencyjne (atomowe) niespolaryzowane Pierwszy rodzaj wiązania dotyczy dwóch atomów które różnią się nieznacznie elektroujemnością w skali Paulinga. Widełkami którymi możemy się sugerować przy określaniu wiązania jest różnica w granicach 0 – 0,4 (elektroujemność każdego pierwiastka w skali Paulinga znajdziemy w układzie okresowym, a kilka słów o niej pojawi się jeszcze w tym artykule). W wiązaniu tym dochodzi do sparowania elektronów dwóch atomów pierwiastków i ich uwspólnienia. Elektrony tworzące wiązanie w tym przypadku są przyciągane przez każde z jąder atomu z taką samą siłą. Jądra możemy wyobrazić sobie jako dwa magnesy, każdy od takiej samej zdolności do przyciągania elektronów. W takim przypadku uwspólniona para znajduje się między dwoma atomami – żaden z nich nie jest w stanie przyciągnąć elektronów do siebie: Zerknijmy na przykład tworzenia wiązania o którym mówimy przez dwa atomy tego samego pierwiastka (stąd wiemy, że różnica elektroujemności będzie 0). Gdybyśmy przeprowadzili linię od środka jednego jądra atomu do środka drugiego, para elektronowa tworząca wiązania byłaby dokładnie w połowie tej linii. To zasadnicza różnica między kolejnym rodzajem wiązań. Wiązanie kowalencyjne (atomowe) spolaryzowane Jak już zostało wspomniane w przykładzie powyżej zasadniczą różnicą między wiązaniami spolaryzowanym i niespolaryzowanym, będzie to czy elektrony tworzące dane wiązanie są przyciągane do obu jąder atomów tworzących to wiązanie z taką samą siłą i będą znajdować się w połowie między nimi (wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane), czy któryś z atomów będzie przyciągał je silniej i znajdą się bliżej jego jądra (wiązanie kowalencyjne spolaryzowane). Wtedy właśnie mówimy o polaryzacji wiązania. Kiedy ma miejsce zjawisko polaryzacji? Wtedy, gdy atomy tworzące wiązanie różnią się znacznie elektroujemnością (powyżej 0,4 w skali Paulinga). Należy się teraz zastanowić, w którym kierunku zostanie przesunięta para elektronów. Tu z pomocą przyjdzie nam wspominana elektroujemność. Elektroujemność to siła, z jaką atom danego pierwiastka przyciąga do siebie elektrony. Elektrony tworzące wiązanie kowalencyjne spolaryzowane będą zatem przyciągane mocniej przez atomy pierwiastków o wyższej elektroujemności i będą się znajdować bliżej nich. To właśnie jest polaryzacja wiązania w stronę atomu chętniej przyciągającego elektrony. Klasycznym przykładem takiego wiązania jest wiązanie między atomami tlenu i wodoru w cząsteczka wody. Strzałki wskazują kierunek polaryzacji (przesunięcia elektronów). Wiązania tej cząsteczki są spolaryzowane, a dodatkowo cząsteczka jest również polarna. Polaryzacja wiązania a polarność cząsteczki Ważne jednak, by nie mylić tych dwóch pojęć tj.: polarności wiązania z polarnością całej cząsteczki. Nie wszystkie cząsteczki tworzące wiązania spolaryzowane są cząsteczkami polarnymi. By wiedzieć, czy cząsteczka jest polarna musimy się zastanowić czy jesteśmy w stanie wyznaczyć region w którym cząsteczka ma ładunek dodatni i taki w którym ładunek jest ujemny oraz jedną klarowną granicę między przeciwnymi biegunami. Zestawmy więc ze sobą wodę i tetrachlorometan. Widzimy więc teraz cząsteczki w których mamy wiązania kowalencyjne spolaryzowane. Ale tylko cząsteczka wody jest polarna. Dlaczego? Atom tlenu przyciąga do siebie dwie pary elektronowe, więc mamy przy nim cząstkowy ładunek ujemny, a przy atomach wodoru cząstkowy ładunek dodatni. W tym przypadku bez problemu można wyznaczyć jasną granicę między biegunem dodatnim i ujemnym. Cząsteczka jest więc polarna, tworzy się tzw. dipol. W przypadku tetrachlorometanu posiadamy cztery wiązania spolaryzowane. Jednak nie jest to cząsteczka polarna. Nie da jej się podzielić na jeden region naładowany ujemnie i jeden dodatnio, czy też wyznaczyć granicy pomiędzy nimi. Wyobraźmy sobie, że rozgrywają się tu dwie równoległe konkurencje przeciągania liny: jeden między atomami chloru po prawej i po lewej, a jeden między atomami chloru u góry i u dołu (pamiętajmy jednak, że nie jest to faktyczny wygląd cząsteczki w przestrzeni). W każdym tym pojedynku atomy chloru ciągną uwspólnione z atomem węgla elektrony z taką samą siłą do siebie i wzajemnie się równoważą. Nie ma tutaj “silniejszego” atomu chloru. Dlatego też nie jest to cząsteczka polarna. Wiązanie koordynacyjne – szczególny przypadek wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego Wiązanie koordynacyjne (zwane również akceptorowo-donorowym) stanowi osobny punkt artykułu, ponieważ jest dość specyficzne. Tak jak mówi nagłówek, wiązanie koordynacyjne jest wiązaniem kowalencyjnym. Maturzyści często popełniają błąd przy jego opisie, dlatego warto zwrócić na nie szczególną uwagę. Teraz skupimy się nad jego istotą. W wymienianych dotąd rodzajach połączeń podstawą wiązania były elektrony pochodzące od dwóch atomów i były one uwspólniane. Wiązanie koordynacyjne natomiast tworzone jest przez parę elektronową jednego atomu. Warunkiem utworzenia takiego wiązania jest obecność dwóch atomów w zupełnie odmiennych sytuacjach: z jednej strony „bogatszy” atom pierwiastka posiadający wolną parę elektronową którą może się podzielić – zostaje donorem (dawcą) z drugiej strony „biedniejszy” atom pierwiastka posiadający lukę elektronową i z chęcią przyjmujący elektrony – zostaje akceptorem Para elektronowa tworząca to wiązanie jest również (tak jak w innych wiązaniach kowalencyjnych) wspólna, tak samo dla donora jak i akceptora. W poniższym przykładzie donorem jest atom azotu z amoniaku (NH3), a akceptorem jest jon wodorowy (H+): We wzorach kreskowych, wiązanie takie oznaczamy strzałką zwróconą w kierunku akceptora elektronów. Zwróć uwagę, że we wzorze elektronowym nie mamy już wolnej pary elektronowej na atomie azotu. Podobnie jak w innych wiązaniach kowalencyjnych, strzałka oznacza już uwspólnioną parę elektronów. Wiązanie jonowe Kolejnym sposobem na uzyskanie swojego celu w postaci oktetu bądź dubletu jaki podejmują drobiny chemiczne jest wiązanie jonowe. Występuje ono między pierwiastkami których różnice elektroujemności są spore. Przyjmuje się, że granicą jest różnica wynosząca 1,7. I tutaj zatrzymajmy się na chwilę. Jako, że liczba ta jest uważana za górną granicę różnicy elektroujemności wiązań kowalencyjnych spolaryzowanych i dolną jonowych należy wyjaśnić, że granica ta jest umowna. Jest to podejście typowo maturalne. Wg podstawy programowej musimy umieć określić rodzaj wiązania na podstawie różnicy elektroujemności i liczby elektronów walencyjnych atomów łączących się pierwiastków. Istnieją jednak związki, w których jest ona przekroczona, a występuje w nich wiązanie kowalencyjne spolaryzowane: np. fluorowodór; jak również związki, w których między atomami różnica elektroujemności jest mniejsza, a tworzą wiązania jonowe np. wodorki metali. Warto o tym pamiętać. Jaka jest różnica między wiązaniem jonowym a wiązaniem kowalencyjnym? Teraz możemy zająć się tym, czym tak naprawdę jest wiązanie jonowe. Do tej pory mówiąc o tworzeniu wiązania użytym słowem było uwspólnienie (pary elektronowej). W wiązaniu jonowym sytuacja jest zgoła odmienna. Jedna z drobin w celu uzyskania dubletu bądź oktetu pozbywa się elektronów i staję się naładowana dodatnie, mówiąc inaczej: staję się jonem dodatnim – kationem. Druga natomiast przejmuje elektrony oddane przez pierwszą i staje się naładowana ujemnie, czyli staje się jonem ujemnym – anionem. Nie ma tu mowy o czymś wspólnym. Obie te cząstki są teraz „szczęśliwe” ponieważ uzyskały stan optymalny energetycznie. Kationy i aniony jako cząsteczki o przeciwnych ładunkach, przyciągają się wzajemnie poprzez oddziaływania elektrostatyczne, tworząc w ten sposób wiązanie jonowe. Poniżej przykład budowy prostej soli. Jak możesz zauważyć w przykładzie, w przypadku wiązania jonowego, właściwie nie możemy mówić o cząsteczkach. Związki te tak naprawdę tworzą sieci krystaliczne, w których aniony i kationy oddziałują na siebie elektrostatycznie. Wiązanie metaliczne O tym rodzaju wiązań mówi się najmniej, jednak są one istotne, dlatego warto powiedzieć o nich kilka słów. Metale również tworzą sieć, jednak jej podstawą są rdzenie atomowe, a między nimi swobodnie poruszają się elektrony walencyjne tych metali. Swobodny przepływ elektronów w takiej sieci odpowiada za przewodnictwo elektryczne metali. Najważniejsze właściwości, które wynikają z poszczególnych rodzajów wiązań Często, szczególnie w zadaniach maturalnych poleceniem w zadaniu jest określić rodzaj wiązania na podstawie właściwości danego związku czy cząsteczki. Każdy rodzaj wiązania niesie za sobą pewne cechy charakterystyczne. Poniżej najważniejsze z nich: wiązania kowalencyjne: niska temperatura wrzenia i topnienia, słabe mechanicznie, izolatory elektryczne (wyjątkiem jest tutaj grafit) wiązania jonowe: wysoka temperatura wrzenia i topnienia, wytrzymałość mechaniczna, przewodzenie prądu elektrycznego po stopieniu lub rozpuszczeniu w wodzie wiązania metaliczne: zmienne temperatury topnienia i wytrzymałość mechaniczna, ciągliwość, przewodzenie prądu elektrycznego Na koniec ważna uwaga: w przypadku tego typu zadań, jak i generalnie przy określaniu rodzaju wiązania, powinniśmy się zdecydowanie mocniej skupić na właściwościach związku, niż na różnicach elektroujemności. Różnica elektroujemności powinna być wykorzystywana w zadaniach maturalnych, kiedy nie jest dostępna żadna inna informacja. ​ ​ Chcesz wiedzieć więcej? Polecam swoje lekcje online – w module “wiązania chemiczne” omawiam: istotę poszczególnych wiązań chemicznych i ich wpływ na właściwości, pisanie wzorów elektronowych, oddziaływania międzycząsteczkowe. Lekcja składa się z teorii i zadań maturalnych. Sprawdź tutaj. Wszystkie kursy znajdziesz na mojej platformie do nauki online: Mogą Cię zainteresować również: Uczeń właśnie poznał budowę atomu i sposób rozmieszczania elektronów na powłokach. Potrafi ustalić liczbę elektronów walencyjnych w atomie danego pierwiastka chemicznego. I wtedy pojawiają się one – wiązania chemiczne. Prawdziwe wyzwanie nie tylko dla uczniów, lecz także dla doświadczonych pedagogów. W jaki sposób przekazać abstrakcyjną wiedzę? Omawianie wiązań chemicznych po raz pierwszy wymaga stosowania pewnych uproszczeń, wynikających z trudności zagadnienia i wciąż jeszcze ograniczonej wiedzy uczniów w wielu obszarach chemii (oraz fizyki). Nauczyciel musi balansować między treścią, jaką należy wprowadzić zgodnie z podstawą programową, a zagadnieniami rozszerzającymi, których realizacja jest zaplanowana na kolejny etap kształcenia (liceum ogólnokształcące, technikum). Pedagog, jeśli wcześniej uczył w szkole ponadgimnazjalnej, powinien zrezygnować ze swoich przyzwyczajeń. Jaki bowiem skutek może przynieść zasypanie ucznia już na samym początku nauki chemii skomplikowaną wiedzą teoretyczną o wysokim stopniu abstrakcji, dotyczącą rzeczy niewidocznych gołym okiem? J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 110. Czym dysponuje nauczyciel? Z pewnością wyobraźnią uczniów. I to właśnie do niej powinien się odwoływać. Może skorzystać na przykład z modeli do budowania cząsteczek, w których kulki łączy się krótszymi lub dłuższymi pręcikami. Uczniowie wkrótce dowiedzą się przecież, że pręciki odpowiadają kreskom, za których pomocą przedstawia się wiązania w kreskowych wzorach strukturalnych cząsteczek. Uczniom łatwiej przyswoić kreskę łączącą atomy, którą widzą we wzorach, niż zrozumieć oddziaływanie elektronów walencyjnych po dostatecznym zbliżeniu się atomów. Warto też posiłkować się uproszczonymi schematami powstawania wiązań chemicznych, odwołującymi się do różnych skojarzeń. To od nauczyciela zależy, czy sposób, w jaki uczniowie postrzegają wiązania chemiczne, będzie zgodny z prawdą naukową. Od czego zacząć? Warto skorzystać z tego, że pojęcie elektroujemności pojawiło się już w klasie siódmej szkoły podstawowej. Pozwala to na w miarę konkretne omówienie klasyfikacji wiązań chemicznych. Najlepiej od razu, na pierwszej lekcji poświęconej sposobom łączenia się atomów, wprowadzić pojęcia elektroujemności i różnicy elektroujemności jako nowego parametru, obliczanego na podstawie wartości elektroujemności, które uczeń może znaleźć w układzie okresowym pierwiastków chemicznych lub w odpowiednich tabelach. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 119. Jaką metodę zastosować? Dobrą metodą przedstawienia klucza do rozpoznania rodzaju wiązania chemicznego między atomami jest narysowanie osi, na której zaznaczymy przedziały formalne dla poszczególnych wiązań. Niezbędne punkty na osi to: 0 i 1,7. Następnie oś możemy opisać, podając rodzaj wiązania chemicznego, jego charakterystykę oraz przykłady cząsteczek lub kryształów, w których dane wiązanie występuje: wiązanie kowalencyjne pojawia się między atomami niemetali: – wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) tworzy się między dwoma jednakowymi atomami, czyli przede wszystkim w cząsteczkach homoatomowych typu X2: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Dla każdego z tych przykładów różnica elektroujemności jest równa 0, – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzy się w związkach binarnych – w cząsteczkach heteroatomowych, np.: HCl, H2O, NH3, CH4, CO2. Dla tych przykładów różnica elektroujemności jest większa od 0 i mniejsza od 1,7; wiązanie jonowe pojawia się między atomami metalu i niemetalu, np.: Na2O, KCl, MgO, LiBr. Wówczas różnica elektroujemności jest większa od ~ 1,7. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Podkreślić czy pominąć wyjątki? Niestety rzeczywistość chemiczna jest bardziej skomplikowana niż przedstawiony wykres. W przypadku każdego wiązania chemicznego spotykamy wyjątki i przykłady niepasujące do podanych kryteriów. Dlaczego tak się dzieje? Po pierwsze: granice na osi nie są ostre i jednoznaczne (szczególnie ta między wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym a wiązaniem jonowym), ale to od przykładów, na których omówimy poszczególne rodzaje wiązań, zależeć będzie użyteczność tej osi. Po drugie: niekiedy dolna granica przedziału wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego (różnica elektroujemności równa 0,4) jest klasyfikowana do wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego (atomowego). Po trzecie: wiązania traktowane jako jonowe nigdy nie są w 100% jonowe, a jedynie mają przewagę charakteru jonowego nad kowalencyjnym. Podobnie wiązania kowalencyjne spolaryzowane zawsze zawierają pewien udział wiązania jonowego. Na rzeczywisty charakter wiązania ma wpływ wiele czynników, np. polaryzowalność chmur elektronowych, zdolności polaryzacyjne jonów, gęstość pola elektrycznego wokół zrębów atomowych. W przypadku fluorowodoru HF właśnie duża gęstość pola elektrycznego wokół zrębu atomowego H, czyli w tym przypadku protonu mającego wyjątkowo małe rozmiary, powoduje, że mimo wysokiej elektroujemności fluoru dochodzi do depolaryzacji wiązania, przez co uzyskuje ono charakter wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, a nie jonowego. Jednak szczegółowe tłumaczenie tego zjawiska, wymagające wprowadzenia wielu dodatkowych pojęć, nie wydaje się na tym etapie kształcenia celowe. Jak najbardziej wskazane jest natomiast dobieranie przykładów typowych i niebudzących kontrowersji. W klasie siódmej można jednak wspomnieć, że zagadnienie wiązań chemicznych zostanie dokładniej omówione w szkole ponadpodstawowej. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 112. Które przykłady nie potwierdzają reguł? Cząsteczki siarczku węgla(IV) CS2 lub fosforowodoru PH3 są zbudowane z różnych niemetali, a jednak różnica elektroujemności jest równa 0, przez co wiązania chemiczne w nich występujące zalicza się do kowalencyjnych niespolaryzowanych. Wodorek sodu NaH, mimo różnicy elektroujemności równej 1,2, wskazującej na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, jest związkiem jonowym (metal-niemetal). Innym przypadkiem jest fluorowodór HF, w którego cząsteczce różnica elektroujemności jest równa 1,9, a jednak klasyfikujemy go do związków kowalencyjnych, a nie jonowych. Chlorek glinu AlCl3 oraz siarczek glinu Al2S3 to również przykłady związków dość problematycznych, o specyficznej budowie. Są to sole i w klasie siódmej klasyfikuje się je do związków jonowych, choć różnica elektroujemności jest w nich mniejsza od 1,7. Pamiętajmy zatem, że w naturze reguły bez żadnych wyjątków są niezmiernie rzadkie. Jak nie dać się zapędzić w kozi róg? Już od początku nauki chemii warto podkreślać, że warunkami utworzenia wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego są zerowa różnica elektroujemności i obecność jednakowych atomów w cząsteczce. Tylko wtedy bowiem wiążąca para elektronowa znajduje się dokładnie pośrodku między atomami, co odpowiada wiązaniu kowalencyjnemu niespolaryzowanemu. Gdy tylko któryś z tych warunków przestaje być spełniany, para wiążąca przesuwa się bliżej jednego z dwóch atomów i wiązanie można zaliczyć do spolaryzowanych. Zatem przedział elektroujemności odpowiadający wiązaniu spolaryzowanemu nie wynosi <0,4–~1,7 (lewa granica przedziału z włączeniem wartości 0,4), a 0–~1,7 (lewa granica przedziału bez wartości zerowej). Niezerowa różnica elektroujemności powoduje przesunięcie wiążącej pary elektronowej w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Jeśli łączące się atomy są atomami różnych pierwiastków, to znaczy, że mają różne promienie kowalencyjne, nawet jeśli ich elektroujemności w skali Paulinga są jednakowe. W rezultacie wiążąca para elektronowa nie znajdzie się dokładnie pośrodku długości wiązania, co oznacza, że wiązanie będzie spolaryzowane. Sytuacja przypomina tu rachunek prawdopodobieństwa – można powiedzieć, że wydarzenie jest niemożliwe tylko wtedy, gdy jego prawdopodobieństwo jest równe dokładnie zeru. Gdy jest niezerowe, to choćby znikome, nie można stwierdzić, że to wydarzenie jest niemożliwe. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Co mieć na względzie? Warto także pamiętać, że skala Paulinga nie jest jedyną skalą elektroujemności. Na przykład w skali Allreda-Rochowa wodór i fosfor nie mają jednakowej wartości elektroujemności! Zatem z punktu widzenia skali Allreda-Rochowa wiązanie kowalencyjne w cząsteczce fosforowodoru PH3 nie może być niespolaryzowane, ponieważ różnica elektroujemności jest równa 0,1. Jak wygląda typowe zadanie? Treść typowego zadania dotyczącego sposobu łączenia się atomów może być następująca: Ustal rodzaj wiązania chemicznego w substancjach o wzorach: a) Cl2, b) HBr, c) K2O. Rozwiązanie: a) Cl2 jest cząsteczką homoatomową zbudowaną z dwóch atomów niemetalu. Różnica elektroujemności jest równa 0, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe). b) HBr jest cząsteczką heteroatomową złożoną z dwóch atomów niemetali. EH = 2,1, EBr = 2,8, różnica elektroujemności wynosi 2,8 – 2,1 = 0,7, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. c) K2O składa się z metalu i niemetalu. EK = 0,9, EO = 3,5, różnica elektroujemności wynosi 3,5 – 0,9 = 2,6, zatem w K2O występuje wiązanie jonowe. Kiedy omówić krotność wiązań? W pierwszej kolejności należy pomóc uczniom w rozpoznaniu rodzaju wiązania między atomami, zaś w drugiej – ustalić z nimi krotność wiązania oraz obecność wolnych par elektronowych, czyli zapisać wzór elektronowy. Po wprowadzeniu reguł dubletu oraz oktetu elektronowego (jako reguł najbliższego helowca z trwałą konfiguracją elektronową; reguły te obowiązują pierwiastki chemiczne do fosforu) trzeba umiejętnie dobrać przykłady substancji. Związki binarne pozwolą uniknąć kłopotliwych pytań (uczniowie nie znają jeszcze kwasów, które dopiero będą omawiane później). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 113 i 114. Jak dobrać przykłady cząsteczek z wiązaniami wielokrotnymi? Przykłady cząsteczek z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym o różnej krotności to: – cząsteczka wodoru (w której atomy uzyskują dublet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze) i cząsteczka fluorowca (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze; dodatkowo jest to okazja do wprowadzenia pojęcia wolnych par elektronowych), – cząsteczka siarki (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie podwójne; tu również pojawi się pojęcie wolnych par elektronowych), – cząsteczka azotu (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie potrójne, także i tu pojawi się kwestia wolnych par elektronowych). Po omówieniu podstaw można przejść do podania przykładów cząsteczek z kilkoma wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi o różnej krotności: – z jednym wiązaniem pojedynczym – np. HCl lub HBr, – z dwoma wiązaniami pojedynczymi – np. H2O lub SCl2, – z trzema wiązaniami pojedynczymi – np. NH3 lub NF3, – z wiązaniami podwójnymi – CO2 (wyjaśnienie tego przypadku można połączyć ze wskazaniem przesunięcia wspólnej pary elektronowej jako elementu charakterystycznego wiązań spolaryzowanych; następstwem tego przesunięcia jest pojawienie się w cząsteczce biegunów dodatniego i ujemnego, a zatem powstanie dipola). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 130. Czego nie robić? Zdecydowanie należy unikać zapisywania wzorów kreskowych związków chemicznych uznanych za jonowe, takich jak np. Na2O, CaO, gdyż związki jonowe nie występują w postaci cząsteczek. Oczywiście dotyczy to również soli. W postaci wzorów kreskowych można przedstawiać cząsteczki związków kowalencyjnych, pamiętając jednak o tym, by unikać cząsteczek z wiązaniami powstającymi w mechanizmie donorowo-akceptorowym (wiązania koordynacyjne obecne w SO2, SO3, NO, NO2, CO), gdyż nie uwzględniono ich w podstawie programowej dla szkoły podstawowej. Rozwiązanie - Do udrażniania instalacji sanitarnych stosuje się preparaty zawierające wodorotlenek sodu. Oblicz objętość preparatu, którą należy odmierzyć, wiedząc, że jego gęstość wynosi 1,22 g/cm3, a masa powinna wynosić 6,1 dag. Rozwiązanie - Spirytus salicylowy stosowany do dezynfekcji jest sprzedawany w opakowaniach o pojemności 150 cm3. Jego gęstość wynosi 0,87 g/ jego masę. Rozwiązanie - Uczeń wsypał dwie łyżeczki cukru do szklanki z herbatą i uzyskał 0,25dm3 roztworu o masie 260g. Oblicz gęstość roztworu herbaty z cukrem. Podaj wynik w g/cm3. Rozwiązanie - W zlewce znajdują się trzy niemieszające się ciecze o gęstościach: I - 0,785 g/cm3, II - 1, 023 g/cm3 i III 1,480 g/cm3. Wpisz na liniach wartości gęstości odpowiadające poszczególnym cieczom. Rozwiązanie - Poniższe fotografie przedstawiają świeczkę parafinową w wodzie i w oleju. Na podstawie położenia świeczki napisz, która substancja - woda czy olej - ma większą gęstość. Rozwiązanie - Zbadaj właściwości dwóch dowolnie przez siebie wybranych substancji często spotykanych w gospodarstwie domowym(oprócz soli kuchennej i cukru). Określ właściwości tych substancji. Rozwiązanie - Na podstawie opisów rozpoznaj substancje. Napisz ich nazwy. Rozwiązanie - Uzupełnij schemat, wpisując odpowiednie przykłady właściwości substancji. Rozwiązanie - Uzupełnij tabelę, wpisując określenia właściwości wymienionych substancji. Rozwiązanie - Uzupełnij zdania. Ciało fizyczne to Rozwiązanie - Jest substancją stałą o żółtej barwie i charakterystycznym zapachu. Nie rozpuszcza się w wodzie. Jest niemetalem. Co to za substancja? Rozwiązanie - Jeden karat to jednostka stosowana do określenia masy kamieni szlachetnych wynosi 0,2g. Oblicz ile gramów ważył diament o masie 560 karatów. Rozwiązanie - Dlaczego niektóre metale ulegają niszczeniu? Rozwiązanie - Uzupełnij tabelkę: nazwa szkła laboratoryjnego: zastosowanie w laboratorium: Rozwiązanie - Ogrzewając 43,3 g tlenku rtęci otrzymano 2,24 dm3 tlenu oraz rtęć. Oblicz masę tlenu wiedząc że gęstość tlenu wynosi 1,43g/dm3. Rozwiązanie - Oblicz masę płytki z aluminium o objętości 200cm3 jeśli gęstość aluminium wynosi 2,7 g/cm3 Rozwiązanie - Oblicz masę sześcianu o krawędzi 2cm, wykonanego z miedzi, wiedząc, że gęstość miedzi wynosi 8,93 g/cm3. Rozwiązanie - Do cylindra miarowego nalano 100cm3 wody i wrzucono kulkę wykonaną z cyny o masie 43,28g. Stwierdzono, że objętość wody w cylindrze miarowym zwiększyła się do 106cm3. Oblicz gęstość cyny. Rozwiązanie - Gorzka czekolada zawiera 32% tłuszczu. Oblicz, ile gramów tłuszczu dostarcza się organizmowi po zjedzeniu 1/4 tabliczki czekolady o masie 200g. Rzowiązanie - Sztabka metalowa ma masę jej metalu wynosi 8g/cm3. Rozwiązanie - Przyporządkuj właściwości fizyczne do podanych substancji: tlenu, wody i siarki. Wiązania Chemiczne Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej. Wiązania wielokrotne i pojedyncze Do utworzenia typowego wiązania chemicznego potrzeba minimum dwóch elektronów, zwykle po jednym z każdego łączącego się atomu. Wiązanie, które tworzą dwa elektrony nazywa się wiązaniem pojedyczym. Gdy uczestniczących elektronów jest 4, mamy do czynienia z wiązaniem podwójnym, które jednak w istocie jest dwoma różnymi wiązaniami łączącymi te same atomy. Gdy dzielonych elektronów jest 6, mamy do czynienia z wiązaniem potrójnym. Wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne występują dość powszechnie. Dużo mniej często spotykane są wiązania o większej krotności, niemniej istnieje kilkaset związków w których występują wiązania poczwórne oraz są też pierwsze doniesienia naukowe o istnieniu wiązań sześciokrotnych. Delokalizacja wiązań Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Delokalizacja ta może przybierać albo formę rezonansu chemicznego tak jak to ma miejsce w np: związkach aromatycznych lub formę pasm orbitalowych - występujących zwłaszcza w kryształach metali (tzw. wiązanie metaliczne) ale również w niektórych rodzajach polimerów oraz sprzężonych dienów. Występowanie pasm zdelokalizowanych orbitali umożliwia powstanie pasm przewodnictwa, które nadają materiałom cechy przewodników elektrycznych. Podział wiązań ze względu na ich naturę Podział wiązań ze wględu na ich naturę wynika z odpowiedzi na pytanie, które w uporszczeniu brzmi: Gdzie znajdują się elektrony uwspólnianie w ramach tych wiązań? Podział ten jest bardzo nieostry, często dyskusyjny w przypadku wielu związków chemicznych i silnie zależy od przyjętych kryteriów, które są również często dyskutowane i powoli ewoluują. Dokładną naturę wiązań bada się złożonymi metodami fizykochemicznymi, takimi jak np. rentgenografia strukturalna, ESR, NMR, które umożliwiają tworzenie "map" gęstości elektronowej występującej wokół jąder atomów tworzących związki chemiczne. Ze względu na to, że wiązania chemiczne są w istocie zjwiskami kwantowymi pełen opis ich natury i odmian jest możliwy dopiero na poziomie opisu mechaniki kwantowej. Wiązanie atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane) Wiązanie atomowe powstaje między dwoma, jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami wodoru) lub atomami pierwiastków o róźnicy elektroujemności mniejszej od Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - nie wykazujące nierównosci w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemnosci jest większa od ale mniejsza od 1,7. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własnosci dipolowe). Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi. Wiązania koordynacyjne mając często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formanie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności których zwykłe wiązania kowalencyjne nigdy nie mogły by mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np te występujące w Pi kompleksach. Wiązanie jonowe Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej. Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Np: we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany. Wiązanie wodorowe Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa slabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom. Oddziaływania międzycząsteczkowe Oddziaływania międzycząsteczkowe to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. Np: wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe. Tworzeniem się tego rodzaju konglomeratów powiązanych rozmaitymi oddziaływania międzycząsteczkowymi zajmuje się chemia supramolekularna.

wiązania chemiczne przykłady i rozwiązania