Kurs przygotowawczy 22

Transkrypt

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
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
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