Kurs przygotowawczy 22
Transkrypt
Kurs przygotowawczy 22
ww Wiązania chemiczne: teoria Collegium-Novum, Kursy Maturalne, tel 022 4248966, 502269834, www.domatury.pl w. 1. Reguła oktetu lub dubletu, całkowite zapełnienie elektronami orbitali s i p zapewnia stabilną strukturę. do 2. Wiązania w pierwiastkach: metaliczne w metalach polega na elektrostatycznym oddziaływaniu chmury uwspólnionych elektronów walencyjnych z rdzeniem atomowym w strukturze krystalograficznej. Metale osiągają konfigurację gazu szlachetnego poprzez przekazanie elektronów z ostatniej powłoki do wspólnej chmury elektronowej. Moc wiązania metalicznego wpływa na właściwości fizyczne metali, np. na ich twardość, kowalność, ciągliwość, przewodnictwo elektryczne, przewodnictwo cieplne. Im więcej elektronów znajduje się w chmurze elektronowej tym silniejsze wiązanie metaliczne. Wiązania metaliczne występują w stopach metali (brąz Cu + Sn, mosiądz Cu + Zn, duraluminium Al, brązal Cu + Al, nikielina Cu + Ni) 3. Omówienie wiązań w cząsteczkach niemetali: 1 grupa : H2 14 grupa: C (odmiany alotropowe: diament tworzy kryształy kowalencyjne, grafit, fullereny, nanorurki) 15 grupa: N2, P4 (odmiany alotropowe: fosfor biały bardzo reaktywny przechowywany jest w wodzie, świeci w ciemnościach, jest toksyczny; fosfor czerwony budowa wielkocząsteczkowa, mniej lotny) 16 grupa: O2 (tlen jest paramagnetyczny tzn jest wciągany przez pole magnetyczne, ma wobec tego niesparowane elektrony; odmiana alotropowa ozon, w którym są elektrony zdelokalizowane), S8 (siarka rombowa i jednoskośna) 17 grupa: F2 (gaz żółtozielony), Cl2 (gaz żółtozielony), Br2 (brunatna ciecz), I2 (ciało stałe sublimujące) ma tur kowalencyjne = atomowe niespolaryzowane w niemetalach. Niemetale osiągają konfigurację gazu szlachetnego przez przyłączenie elektronów. Tworzenie wiązania kowalencyjnego polega na zwiększeniu gęstości elektronowej w obszarze między jądrowym na skutek uwspólnienia elektronów między dwoma atomami. Wiązanie kowalencyjne typu σ - powstaje przez osiowe nałożenie się orbitali atomowych a wiązanie typu π powstaje przez boczne nałożenie się orbitali atomowych, jest słabsze. W wiązaniu wielokrotnym zawsze jest jedno wiązanie typu σ a pozostałe to wiązania typu π. Orbital atomowy opisuje położenie elektronu w atomie. Orbital cząsteczkowy opisuje położenie elektronu w cząsteczce. Orbital cząsteczkowy wiążący ma niższą energię i jest zajmowany przez elektrony Orbital cząsteczkowy antywiążący ma wyższą energię i nie jest zajmowany przez elektrony 4. Wiązania w związkach chemicznych. Kryterium podziału stanowi różnica elektroujemności między łączącymi się pierwiastkami. Elektroujemność w skali Paulinga; F = 4.0 najbardziej elektroujemny. Kowalencyjne niespolaryzowane, np. NCl3, CS2 y.p Kowalencyjne spolaryzowane – para elektronowa tworząca wiązanie jest przesunięta w stronę atomu o większej elektroujemności. Nierównomierny rozkład elektronów powoduje pojawienie się cząstkowego ładunku dodatniego na atomie o mniejszej elektroujemności i cząstkowego ładunku ujemnego na atomie o większej elektroujemności. l Dipol cząsteczka z nierównomiernie rozłożonym ładunkiem elektrycznym, w jego budowie można wyróżnić biegun dodatni i ujemny (na atomie o większej elektroujemności). Konsekwencją nierównomiernego rozkładu ładunku jest moment dipolowy, np. H2O, HCN. Dla cząsteczek symetrycznych moment dipolowy = zero, np.CO2, CCl4, CS2, . Jednostkąmomentu dipolowego jest debaj (D) 1D=3.33·10-30C·m 1 ww Collegium-Novum, Kursy Maturalne, tel 022 4248966, 502269834, www.domatury.pl Długości wiązań: C-C 154 pm, C=C 133 pm, C≡C 120 pm Kryształ kowalencyjny topnienia, izolator. SiO2 w. – bardzo twardy, wysoka temperatura do Jonowe – elektron z atomu bardziej elektrododatniego zostaje przeniesiony do atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Tworzą się jony, które przyciągają się elektrostatycznie. Najczęściej występuje w sieciach krystalicznych substancji stałych, np. soli, tlenkach metali I i II grupy Właściwości związków jonowych - kryształów jonowych: ciała stałe, o wysokich temperaturach topnienia i temperaturach wrzenia, mają bardzo dobrą rozpuszczalność w wodzie – tworzą się jony hydratowane, stopione i po rozpuszczeniu przewodzą prąd elektryczny, są kruche. 6. Polimorfizm – zjawisko występowania tego samego związku w różnych odmianach krystalograficznych, dla pierwiastków odpowiednikiem jest alotropia. ma tur Koordynacyjne = donorowo-akceptorowe – para elektronów tworzących wiązanie pochodzi od jednego atomu zwanego donorem, który przekazuje ją atomowi zwanemu donorem, np. SO2, H2SO4, NH4+, HNO3, H3O+ 5. Oddziaływania międzycząsteczkowe dipol-dipol jest to elektrostatyczne przyciąganie naładowanych biegunów cząsteczek polarnych, SO3 następuje podwyższenie temperatury wrzenia i spadek lotności, dlatego woda jest cieczą o metan gazem, dlatego fluorowce różnią się stanem skupienia substancje polarne rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, a substancje niepolarne w rozpuszczalnikach niepolarnych, NH3 lepiej rozpuszcza się w wodzie niż CO2 przeciwnie wiązania wodorowe polega na oddziaływaniu dipol-dipol i nakładaniu się chmur elektronowych atomu wodoru jednej cząsteczki i silnie elektroujemnego atomu drugiej cząsteczki, NH3, HF, H2O oddziaływania van der Waalsa powstają na skutek deformacji chmur elektronowych atomów lub niepolarnych cząsteczek położonych blisko siebie Oddziaływania międzycząsteczkowe wpływają na właściwości fizyczne związków: Izomorfizm – kryształy różnych substancji mogą podobnych postaciach krystalicznych, np. KClO4 i KMnO4. występować w Solwatacja – substancja rozpuszczona otaczana jest przez cząsteczki rozpuszczalnika Hydratacja – substancja rozpuszczona otaczana jest przez cząsteczki wody Asocjacja – tworzenie agregatów cząsteczkowych na skutek oddziaływań dipol-dipol II. Hybrydyzacja. y.p 1. Geometria cząsteczek. Uwzględniamy atomy podstawnikowe i wolne pary elektronowe. Atomy podstawnikowe i wolne pary elektronowe rozmieszczamy tak, aby zajmowały najbardziej odległe od siebie miejsca w przestrzeni wokół atomu centralnego. Odpychanie pomiędzy wolnymi parami elektronowymi silniejsze niż między wiążącą parą elektronową a wolną parą elektronową. l 2 ww Collegium-Novum, Kursy Maturalne, tel 022 4248966, 502269834, www.domatury.pl kształt cząsteczek AB2 – struktura liniowa, np. CO2, BeF2, CS2, HCN kształt cząsteczek AB3 – struktura trójkątna płaska, np. BF3, SO3, HCHO kształt cząsteczek AB4 – struktura tetraedryczna, np. CH4, NH3 w. do 2. Hybrydyzacja - zabieg matematyczny polegający na uwspółnieniu kształtu i energii orbitali molekulrnych. Zasady ustalania hybrydyzacji: uwzględniamy wolne pary elektronowe oraz elektrony wiązań pojedynczych. ma tur sp (180°) kształt liniowy (HBr, BeF2, CO2, C2H2) sp2 (120°) kształt trygonalny (BF3, BH3, SO2, C2H4 ) sp3 (109° 28'), (CH4, NH4+, CCl4, ClO4-) kształt tetraedryczny; kształt piramidy NH3, H3O+, ClO3-, kształt kątowy płaski H2O, H2S, ClO2- y.p l 3