Wiązania chemiczne




Pobierz 86.29 Kb.
NazwaWiązania chemiczne
strona1/2
Data konwersji14.10.2012
Rozmiar86.29 Kb.
TypDokumentacja
  1   2




Wiązania chemiczne

Pod pojęciem wiązanie chemiczne rozumie się swoisty rodzaj oddziaływania między atomami, który powoduje, że atomy łączą się zawsze w ten sam sposób. Podstawą takiego powtarzalnego oddziaływania jest struktura walencyjna atomów a w szczególności ich tendencja do przyjmowania optymalnych struktur elektronowych – czyli do oktetu a rzadziej dubletu elektronowego. Stan powłoki walencyjnej zostaje więc uzupełniony elektronami pochodzącymi z innego atomu, który przy okazji uzupełnia swój stan elektronów walencyjnych. Dochodzi więc do uwspólnienia elektronów.

Podstawą wiązania chemicznego jest powstanie pary uwspólnionych elektronów, które pozostają w zakresie oddziaływania łączących się atomów. Atomy tworzą tyle uwspólnionych par, ilu elektronów brakuje do osiągnięcia oktetu. Jeżeli przykładowo atom azotu posiada pięć elektronów walencyjnych to utworzy trzy wiązania aby w ten sposób uzupełnić stan elektronów walencyjnych do ośmiu. Na wstępie należy wyjaśnić jak dochodzi do utworzenia pary elektronów, które posiadając identyczne znaki powinny się odpychać. Istotną rolę odgrywa tutaj spin elektronów walencyjnych. Jeżeli w wyniku ruchów kinetycznych dojdzie do zderzenia atomów w ten sposób, że będą ustawione przeciwnie skierowanymi spinami elektronów walencyjnych dochodzi do utworzenia uwspólnionej pary elektronów, które „pociągając” za sobą cały atom doprowadzają do utworzenia cząsteczki. Połączone w ten sposób atomy również oddziaływają na uwspólnioną parę elektronową, która w efekcie przemieszcza się w kierunku atomu pierwiastka bardziej przyciągającego parę elektronową, mówi się pierwiastka o większej elektroujemności.

Elektroujemność to bezwymiarowa wartość liczbowa określająca zdolność pierwiastka do przyciągania elektronu. Jest więc związana z strukturą elektronową atomu i dlatego wykazuje prawidłowości zmian w układzie okresowym. (Patrz filmik o układzie okresowym). W okresach w miarę wzrostu liczby atomowej (numeru grupy) elektroujemność rośnie. W grupach zaś w miarę wzrostu liczby atomowej maleje, co wynika ze wzrostu promienia atomowego i w efekcie coraz słabszego przyciągania elektronów walencyjnych. Tak więc najbardziej elektroujemne pierwiastki znajdują się w prawym górnym rogu (fluor, tlen) a w lewym dolnym znajdują się pierwiastki o najmniejszej elektroujemności, gdyż atomy o dużym promieniu słabo wiążą elektron walencyjny (cez, frans). W ten sposób różnica elektroujemności łączących się pierwiastków decyduje o położeniu uwspólnionej pary i tym samym o rodzaju wiązania chemicznego. Przy niewielkiej różnicy elektroujemności, (umówiono się, że w przedziale od 0 do 0,4) para elektronowa znajduje się dokładnie pośrodku przestrzeni między jądrami atomów łączących się tworzy się wiązanie atomowe zwane kowalencyjnym. Wiązanie takie wykazuje znaczną trwałość i jest typowe dla cząsteczek zbudowanych z atomów tego samego pierwiastka jak np. O2, Cl2 określanych mianem cząsteczek homojądrowych. Warto sobie uświadomić, że występuje również w węglowodorach, w których oprócz wiązań węgiel – węgiel, czyli typowo kowalencyjnych, występują wiązania węgiel-wodór w przypadku których różnica elektroujemności wynosi 0,4, a więc również są to trwałe wiązania kowalencyjne. Z tego właśnie względu węglowodory są tak mało aktywne chemicznie.

Wiązania tego typu omawia się na przykładzie typowych pierwiastków gazowych. Na początek wodór. Posiada jeden elektron walencyjny na pierwszej powłoce, która maksymalnie pomieści dwa elektrony. Wniosek - utworzy więc jedno wiązanie kowalencyjne. Graficznie można to zapisać w formie wzoru kropkowego: H:H ale parę elektronów tworzących wiązanie przedstawia się również w postaci kreski i wówczas mówi się o tzw. wzorach kreskowych, czyli w cząsteczce wodoru będzie to wyglądało H-H. W dalszej części będziemy się odwoływali do filmiku o wiązaniach gdzie wszystkie zawiłości zostały przedstawione dokładnie .O wiązaniu w cząsteczce wodoru można jeszcze powiedzieć, że ze względu na pochodzenie elektronów tworzących wiązanie będzie to wiązanie s-s, gdyż obydwa uwspólnione elektrony pochodzą z orbitalu s. Jeszcze ważniejsza informacja dotyczy sposobu nakładania się orbitali z uwspólnionymi elektronami. Nastąpiło liniowe połączenie orbitali i tego rodzaju wiązanie określa się jako wiązanie σ (sigma). Nastąpiło przeniknięcie orbitali położonych wzdłuż osi x. Tak więc reasumując można powiedzieć, że w cząsteczce wodoru występuje wiązanie kowalencyjne σ (s-s). Proszę na filmiku prześledzić tworzenie cząsteczki chloru, gdzie też dojdzie do utworzenia kowalencyjnego wiązania σ jednak z elektronów p-p. Na filmiku wyjaśniono również powstawanie cząsteczek tlenu i azotu i faktu tworzenia wiązania podwójnego w cząsteczce tlenu i potrójnego w cząsteczce azotu. Proszę zwrócić uwagę na wzór kropkowy cząsteczki azotu, trzy pary kropek rysuje się w pionie tak aby zaznaczyć przynależność tych par w absolutnie równy sposób do obydwu atomów. W cząsteczkach tych pojawia się również nowy typ wiązania, które powstało w wyniku przenikania orbitali położonych wzdłuż osi y oraz z. Następuje wtedy boczne przenikanie (nałożenie) orbitali zaś powstałe tak wiązanie nosi nazwę wiązania Π. Tak więc w cząsteczce tlenu będzie po jednym wiązaniu sigma i pi zaś w cząsteczce azotu jedno wiązanie sigma i dwa wiązania pi. Jak wynika z powyższego między dwoma atomami może występować tylko jedno wiązanie sigma a pozostałe będą wiązaniami pi. W cząsteczce azotu występuje więc jedno wiązanie sigma i dwa wiązania pi. Chociaż wiązania pi są słabsze to jednak ogólny wzrost ilości wiązań powoduje większą trwałość cząsteczki z tego wynika z kolei mniejsza aktywność azotu (potrójne wiązanie) w porównaniu z tlenem czy chlorem albo fluorem.

Jeżeli różnica elektroujemności łączących się atomów zamyka się w przedziale od 0,4 do 1,7 mówi się o wiązaniu atomowym spolaryzowanym (ubiegunowionym). Jest to najpospolitszy rodzaj wiązania chemicznego, które nie różni się mechanizmem tworzenia od kowalencyjnego. Posiada jednak swą specyfikę wynikającą z faktu polaryzacji wiązania to znaczy jego ubiegunowienia. Jeżeli w cząsteczce występuje tylko jedno wiązanie, tak jak przykładowo w cząsteczce chlorowodoru, to i przesunięcie ładunku jest liniowe, para elektronowa, a co za tym idzie, ładunek ujemny przesuwa się w kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego (o większej elektroujemności). Przyjęto specjalne zapisy wskazujące na przesunięcie ładunku. Pokazano to na filmiku. Jeżeli w cząsteczce występuje więcej wiązań spolaryzowanych, to polaryzacja cząsteczki a dokładniej jej moment dipolowy jest sumą wektorową momentów dipolowych wiązań. Omówiono to na filmiku na przykładzie cząsteczki wody. Ważne jest uświadomienie sobie, że ten typ wiązania może być nietrwały i przekształca się w wyniku oddziaływania z cząsteczkami rozpuszczalnika, np. wody w wiązanie jonowe. Dzięki temu fluorowcowodory są mocnymi kwasami tzn. bardzo dobrze dysocjują. Tak więc polarność cząsteczki zależy nie tylko od różnic elektroujemności łączących się pierwiastków, ale również od struktury cząsteczki, czyli od rodzaju hybrydyzacji atomu centralnego w danej cząsteczce. Przy różnicy elektroujemności większej od 1,7 mamy do czynienia z wiązaniem jonowym. Przy tak znacznej różnicy elektroujemności para uwspólnionych elektronów zostaje przeniesiona w całości do sfery elektronowej bardziej elektroujemnego atomu, który tym samym zastaje przekształcony w jon ujemny zaś atom oddający elektron w jon dodatni. Stąd pochodzi nazwa wiązania – wiązanie jonowe. Jako, że wiązanie to powstaje przy możliwie największej różnicy elektroujemności pierwiastków będzie się tworzyło w połączeniach pierwiastków grup skrajnych np. litowców i fluorowców, czyli w solach. Czy jednak dotyczy to również soli kwasów tlenowych ? otóż tak. Elektroujemność jonów złożonych (reszt kwasów tlenowych) jest wielkością addytywną ! Oznacza to, że im więcej w reszcie kwasowej atomów elektroujemnego tlenu, tym bardziej będzie on elektroujemny, a więc tym bardziej utworzone wiązanie będzie miało charakter jonowy. Można więc zapamiętać, że tak jak wiązanie kowalencyjne było typowe dla cząsteczek homojądrowych tak wiązanie jonowe jest typowe dla soli. W testach maturalnych podawane są wartości elektroujemności pierwiastków lub też rodzaj tworzonego związku i na tej podstawie można z dużą pewnością określić rodzaj tworzącego się wiązania. Należy więc zapamiętać, że rodzaj wiązania chemicznego zależy od różnicy elektroujemności łączących się pierwiastków, dwie wartości graniczne tej różnicy to 0,4 oraz 1,7. które stanowią wartości określające rodzaj tworzonego wiązania. Stosowną informację można sobie wydrukować z filmiku o wiązaniach.

Omówione trzy typu wiązań wyczerpują informację o wiązaniach chemicznych w rozumieniu „czysto chemiczne” czyli takich, których podstawą jest utworzenie uwspólnionej pary elektronowej, zaś jej przemieszczenie w przestrzeni miedzy jądrami łączących się atomów, stanowił z jakim wiązaniem mamy do czynienia.


Kolejną grupę stanowią wiązania chemiczne polegające na innego typu oddziaływaniach. Można tu wymienić wiązania koordynacyjne, metaliczne i międzycząsteczkowe. Jako, że najwięcej wspólnego z wiązaniami typowo chemicznymi, ma wiązanie koordynacyjne, od tego typu wiązania rozpoczniemy.

W wiązaniu koordynacyjnym, podobnie jak w typowo chemicznych, dochodzi do uwspólnienia pary elektronowej, jednak w przeciwieństwie do wiązań chemicznych, para ta pochodzi od jednego atomu zwanego donorem. Ten typ wiązania najczęściej omawia się na przykładzie jonu amonowego i jonu hydronowego. Obydwa te przykłady są szczegółowo omówione na filmie o wiązaniach. Wiązanie koordynacyjne występuje jednaj znacznie częściej i stosunkowo łatwo przewidzieć ten fakt. Należy jedynie zapamiętać, że w tradycyjnym wzorze strukturalnym kreskowym podwójne wiązanie może oznaczać wiązanie koordynacyjne. Dzieje się tak wówczas, gdy uwzględnienie ilości elektronów walencyjnych atomu centralnego oznaczałoby przekroczenie oktetu, wówczas zakładamy tworzenie wiązania koordynacyjnego. Jak widać na filmiku tak dzieje się w przypadku tlenku siarki(IV), tlenku siarki(VI) czy nawet w cząsteczkach bardziej złożonych jak kwas azotowy(V). Wart przytoczenia jest tlenek węgla(II), tradycyjnie rysowany tak C=O. Jeżeli jednak uwzględnimy fakt, że tlen posiada 6 elektronów walencyjnych (grupa16) zaś węgiel tylko 4 elektrony, to łatwo policzyć, że po uwzględnieniu podwójnego wiązania, atom węgla ma sześć elektronów (cztery swoje i dwa uwspólnione) zaś tlen prawidłowo osiem (sześć swoich i dwa uwspólnione). W tej sytuacji atom tlenu staje się donorem i przekazuje do uwspólnienia parę swoich elektronów, czyli dochodzi do utworzenia wiązania koordynacyjnego. Tak więc w cząsteczce tlenku węgla(II) występują dwa wiązania atomowe spolaryzowane i jedno wiązanie koordynacyjne. Teraz proszę jeszcze raz dokładnie obejrzeć fragment filmu o wiązaniach, w części dotyczącej wiązania koordynacyjnego.

Wiązanie metaliczne – zgodnie z właściwościami metali, w wyniku ciasnego upakowania atomów następuje przenikanie ich powłok elektronowych co prowadzi do utworzenia chmury elektronów zdelokalizowanych tzw. gazu elektronowego, dzięki któremu substancje takie cechuje dobre przewodnictwo prądu i ciepła. Taki typ wiązania występuje również w typowym niemetalu jakim jest węgiel a właściwie jego odmiana alotropowa – grafit. Jest to niezwykła właściwość z technologicznego punktu widzenia, gdyż niemetal węgiel jako mniej aktywny od metali wykazuje ich cenną cechę ! Przewodnictwo elektryczne grafitu jest wynikiem specyficznej struktury krystalicznej grafitu o czym będzie mowa przy okazji hybrydyzacji orbitalowej odmian alotropowych węgla.

Kolejny typ wiązań to wiązania międzycząsteczkowe zwane również wiązaniami van der Waalsa. Wiązania te są następstwem oddziaływania elektrostatycznego (przyciągania) całych cząsteczek lub ich fragmentów. Dzięki nim następuje przykładowo skręcanie cząsteczek białek w helisy, czy też wzajemne oddziaływanie cząsteczek białek prowadzące do zawiązania ich struktur trzeciorzędowych. Odgrywają one również bardzo istotną rolę w procesie replikacji DNA, kiedy to bardzo słabe wiązania doprowadzają w efekcie do uporządkowania i odtworzenia właściwej struktury cząsteczki białka. Są to więc wiązania słabe lecz jak widać niezwykle istotne dla podstawowych procesów życiowych.

Spektakularnym przykładem występowania wiązań międzycząsteczkowych jest wyjaśnienie, dlaczego połączenie dwóch gazów wodoru i tlenu jest cieczą, podczas gdy podobne połączenie ciała stałego – siarki i wodoru jest w warunkach normalnych gazem ? Wyjaśnienie stanowi fakt występowania wiązań międzycząsteczkowych między polarnymi cząsteczkami wody, podczas gdy między słabo polarnymi cząsteczkami siarkowodoru tego typu oddziaływania nie występują. Tak więc występujące między cząsteczkami wody wiązania międzycząsteczkowe są sprawcami takiej właściwości wody i wielu innych zresztą również. Formą wiązań międzycząsteczkowych są również tzw. wiązania wodorowe czy też siarczkowe.

W celu powtórzenia i sprawdzenia stopnia zrozumienia pojęć związanych z wiązaniami chemicznymi proszę przystąpić do rozwiązania stosownych zadań, wybranych z testów maturalnych z lat poprzednich. Na końcu tradycyjnie podano propozycje rozwiązań.

Zagadnieniem, które wprost wynika z wiązań chemicznych, jest hybrydyzacja orbitalowa, czyli zjawisko, które pozwala przewidywać budowę cząsteczki. Pod pojęciem hybrydyzacja orbitalowa rozumie się takie odmienienie energetyczne orbita li, że stają się one jednorodne pod względem energetycznym, czyli posiadają identyczny kształt przestrzeni opisujących największą gęstość prawdopodobieństwa wystąpienia elektronów. Dla orbitali s oraz p będzie to asymetryczna ósemka obrotowa. Zagadnienie to jest bardzo złożone, dlatego postarajmy się określić jego zakres wystarczający dla naszych rozważań. Będzie nam chodziło o możliwość przewidywania kształtów cząsteczek związków organicznych, w których atomem centralnym jest węgiel. Tak więc ten atom określa zakres procesu hybrydyzacji. Atom węgla posiada, jako walencyjną, drugą powłokę a więc w rachubę wchodzą elektrony występujące na podpowłokach s oraz p, bowiem są to jedyne możliwe podpowłoki w powłoce drugiej. Tak więc ograniczamy rodzaj hybrydyzacji do orbitali s i p mówiąc ogólnie o hybrydyzacji sp. Tak więc ten rodzaj hybrydyzacji dotyczy tylko pierwiastków okresu drugiego i to tylko tych, które tworzą co najmniej dwa wiązania bo inaczej trudno mówić o ujednoliceniu energetycznym. Tak więc będą to następujące pierwiastki: lit tworzy jedno wiązanie a więc nie można tu mówić o hybrydyzacji. Od berylu do tlenu pierwiastki tworzą co najmniej dwa wiązania a więc możliwa jest hybrydyzacja. Nie dotyczy ona również atomów fluoru (jednowartościowy) oraz helu, który jako gaz szlachetny nie tworzy związków chemicznych. Omawiane schematy hybrydyzacji są jednak typowe dla pierwiastków drugiego okresu bowiem następny pierwiastek danej grupy ma elektrony walencyjne na powłoce o wyższym numerze a więc posiadającym więcej niż dwie podpowłoki a co za tym idzie innym rodzajem hybrydyzacji przykładowo dla okresu trzeciego będzie to hybrydyzacja spd. Rozpatrzenie wszystkich wymienionych atomów drugiego okresu jest również uzasadnione tym, że atom węgla, w zależności od ilości utworzonych wiązań sigma, może wykazywać każdy z możliwych typów hybrydyzacji typu sp. Dla pełniejszego omówienia zagadnienia rozpatrzmy po kolei hybrydyzację atomów istotnych pierwiastków drugiego okresu.

BERYL – 1s22s2

Stan podstawowy atomu berylu, elektrony walencyjne - 2s2

↑↓













Stan wzbudzony atomu Be* - 2s12p1
















Stan po hybrydyzacji atomu Be















Elektrony walencyjne po hybrydyzacji atomu uległy ujednorodnieniu energetycznemu co zaznaczono rysując orbital s i orbitale p jako przyległe do siebie. W ten sposób zaznacza się ich jednorodność energetyczną, czyli to, że obydwa przyjmują kształt typowy dla orbitali shybrydyzowanych czyli kształt asymetrycznej ósemki obrotowej. Tak więc dwa identyczne energetycznie orbitale ze wspólnym punktem zaczepienia, którym jest jądro atomu berylu, będą się odpychały z równą siłą tworząc w efekcie jedną linię z atomami przyłączonymi na jej końcach, powstająca w ten sposób cząsteczka np. BH2 ma kształt liniowy. O hybrydyzacji sp typowej dla atomu boru powiemy więc, że jest hybrydyzacją liniową lub inaczej linearną i taki będzie kształt powstałej cząsteczki, taki kształt powoduje również, że cząsteczka nie będzie wykazywała polarności czyli będzie apolarna.

Reasumując - hybrydyzacja sp prowadzi do powstania cząsteczki linearnej, a gdy atom centralny łączy się z identycznymi atomami będzie również cząsteczką apolarną.


BOR – 1s22s22p1

Stan podstawowy atomu boru - elektrony walencyjne-2s22p1

↑↓













Stan wzbudzony atomu boru - 2s12p2














Stan shybrydyzowany atomu boru













Elektrony walencyjne znajdują się na orbitalu s oraz dwóch orbitalach p, mówimy więc o hybrydyzacji sp2 (czyta się hybrydyzacja sp dwa). W tego typu hybrydyzacji dochodzi trzeci orbital shybrydyzowany, który znajduje się w jednej płaszczyźnie z dwoma poprzednimi. Dochodzi więc do ich oddziaływania i w efekcie powstaje cząsteczka płaska o kształcie trójkąta równobocznego. Orbitale takie znajdują się w jednej płaszczyźnie a kąt między nimi będzie wynosił 1200.

Reasumując – w wyniku hybrydyzacji sp2 powstaje cząsteczka płaska, trygonalna i jeżeli atom jest połączony z trzema identycznymi atomami, będzie to cząsteczka apolarna.


WĘGIEL – 1s22s22p2

Stan podstawowy atomu węgla – elektrony walencyjne

↑↓











Stan wzbudzony atomu węgla – 2s12p3













Stan shybrydyzowany












Elektrony walencyjne znajdują się na orbitalu s oraz trzech orbitalach p, mówi się więc o hybrydyzacji typu sp3 (s p trzy). Trzeci orbital p jest usytuowany prostopadle do płaszczyzny orbitali, które znajdowały się wzdłuż osi x oraz y, przestrzennego układu współrzędnych. W efekcie orbital ten oddziaływając na trzy znajdujące się w jednej płaszczyźnie powoduje ich zepchnięcie pod płaszczyznę i powstaje figura przestrzenna – czworościan foremny czyli inaczej tetraedr.

Reasumując w wyniku hybrydyzacji sp3 powstaje cząsteczka przestrzenna o kształcie tetraedru. Jeżeli atom centralny jest połączony z czterema identycznymi atomami cząsteczka jest apolarna.


Kolejny pierwiastek to azot, który posiada pięć elektronów walencyjnych tak więc elektrony występują na wszystkich orbitalach s oraz p, z tym że jeden orbital jest zajęty przez dwa elektrony i tym samym nie tworzy wiązań. Mówi się o tzw. orbitalu niewiążącym Atom azotu wykazuje więc hybrydyzację sp3 (s p trzy) z jednym orbitalem niewiążącym. Tak więc rozpatrując cząsteczkę amoniaku, w której azot wykazuje ten typ hybrydyzacji powiemy, że z racji hybrydyzacji sp3 cząsteczka ma wprawdzie kształt czworościanu, jednak odmienność jednego z orbitali (niewiążącego) powoduje, że nie będzie to tetraedr lecz czworościan spłaszczony i tym samym cząsteczka amoniaku, mimo hybrydyzacji sp3 , będzie polarna.

Podobna będzie sytuacja z atomem tlenu, który posiada sześć elektronów walencyjnych i tym samym elektrony te zajmują wszystkie orbitale walencyjne z tym, że dwa będą niewiążące. Tlen wykazuje więc hybrydyzację sp3 z dwoma orbitalami niewiążącymi. Wpływa to na kształt i właściwości cząsteczki wody. Hybrydyzacja atomu tlenu powoduje, że tlen znajduje się w centrum czworościanu i w dwóch narożach atomy wodoru. Cząsteczka wody będzie więc cząsteczką płaską (bowiem przez trzy punkty zawsze można poprowadzić płaszczyznę) o budowie kątowej (około 1040) co powoduje, że jej polarność jest anormalnie duża i woda wykazuje cały szereg niezwykłych właściwości o czym już wielokrotnie wspominano. Budowę cząsteczki wody wyjaśniono również na filmiku przy okazji omawiania wiązań chemicznych.

Obecnie przejdźmy do omówienia połączeń organicznych. Na początku przypomnienie, że hybrydyzacji ulegają wyłącznie wiązania sigma (!).

Często wzbudza się wątpliwość odnośnie apolarności cząsteczek tlenku węgla(IV) bowiem w cząsteczce znajdują się aż cztery wiązania spolaryzowane. Wzór strukturalny tego związku O=C=O wskazuje, że atom centralny, którym jest tu atom węgla tworzy dwa wiązania sigma i dwa wiązania pi. O hybrydyzacji decydują wiązania sigma, więc dwa takie wiązania oznaczają hybrydyzację sp, o której powiedzieliśmy, że cechuje cząsteczki o budowie linearnej a to oznacza, że moment dipolowy cząsteczki będący sumą wektorową jest równy zero ( dwa wektory równe co do wartości lecz o zwrotach przeciwnych) i dlatego cząsteczka tlenku węgla(IV) jest apolarna.

Teraz przejdźmy do powodu dla którego omawialiśmy hybrydyzację, czyli do budowy przestrzennej cząsteczek związków organicznych. Zaczniemy od metanu. Centralny atom węgla tworzy cztery wiązania sigma tak więc wykazuje hybrydyzację sp3 a co za tym idzie cząsteczka ma kształt tetraedru. Kolejne węglowodory posiadają kolejne atomy węgla o hybrydyzacji sp3 czyli w miejsce jednego z atomów wodoru wprowadzony jest atom węgla będący centrum kolejnego tetraedru. Wzdłuż wiązań pojedynczych następuje rotacja tak więc otrzymujemy obraz coraz bardziej rozgałęzionych i przestrzennie rozbudowanych cząsteczek. Dla uproszczenia jednak wzory strukturalne alkanów przedstawia się jako ciąg atomów węgla położonych w jednej linii. Sytuacja zmienia się w węglowodorach nienasyconych. Pojawienie się wiązania podwójnego powoduje ustanie w tym miejscu rotacji i kąt między wiązaniami będzie wynosił 1200 powoduje to wystąpienie specyficznej izomerii, zwanej izomerią geometryczną lub inaczej cis-trans. Teraz przykład cząsteczki aldehydu mrówkowego, centralny atom węgla jest połączony z dwoma atomami wodoru i podwójnym wiązaniem z atomem tlenu. Atom węgla tworzy więc jedno wiązanie pi i trzy wiązania sigma, ulega więc hybrydyzacji sp2 Będzie to więc cząsteczka płaska trygonalna, wszystkie atomy leżą bowiem w jednej płaszczyźnie. W bardziej rozbudowanej cząsteczce kwasu mrówkowego będzie już inaczej. Dochodzi bowiem drugie centrum – atom tlenu w grupie karboksylowej. Rotacja pojedynczego wiązania węgiel- tlen w grupie karboksylowej powoduje, że atom wodoru połączony z tym atomem tlenu znajduje się naprzemiennie to nad to pod płaszczyzną wyznaczoną przez atom węgla i połączone z nim bezpośrednio inne atomy. Jednak jon mrówczanowy, który jest pozbawiony tego atomu wodoru będzie znów płaski. Jeżeli nastąpi przedłużenie łańcucha węglowego o grupę metylową (kwas octowy) ta część cząsteczki będzie już przestrzenna.


Wiązania chemiczne

- przykłady zadań z zestawów maturalnych z rozwiązaniami

1. Narysuj wzory elektronowe podanych cząsteczek i jonów: H2O; SO2; N2; NH4+. Określ rodzaje wiązań występujących w tych cząsteczkach i jonie amonowym.

  1. Napisz jakie rodzaje wiązań występują w następujących substancjach: Br2; HBr; KBr. Uwzględnij skalę elektroujemności w określaniu rodzaju wiązań. Narysuj wzory kreskowe wymienionych związków.

  2. Wyjaśnij mechanizm powstawania wiązań: kowalencyjnych, spolaryzowanych i jonowych.

  3. W oparciu o teorię orbitali molekularnych opisz budowę cząsteczek etenu, podając: typ hybrydyzacji orbitali atomów węgla, kształt cząsteczek oraz narysuj wzór strukturalny cząsteczki etenu i zaznacz rodzaje wszystkich występujących w niej wiązań.

  4. Sód ulega spaleniu w chlorze. Pisząc konfigurację elektronową atomów i jonów obu pierwiastków, wyjaśnij jak dochodzi do utworzenia wiązania w powstałym związku.

  5. Przedstaw wzór elektronowy cząsteczki kwasu azotowego(V) i omów charakter wiązań występujących w cząsteczce tego kwasu Dane są tlenki pierwiastków występujących w trzecim okresie układu okresowego: Na2O; Al2O3; Cl2O7. Podaj jaki typ wiązań występuje w tych tlenkach.

  6. Określ typ wiązania w cząsteczkach: Cl2; HCl; NaCl; NH4Cl. Narysuj wzory elektronowe kreskowe lub kropkowe cząsteczek tych związków. Przedstaw schematycznie mechanizm powstawania wiązania w cząsteczce chlorku sodu.

  7. Podaj jakie rodzaje wiązań występują w cząsteczkach następujących związków: NaCl; MgCl2; AlCl3; SiCl4; PCl5; SCl6; Cl2. Na podstawie położenia pierwiastków w układzie okresowym omów jaka jest budowa cząsteczek i jakie właściwości można przewidzieć dla tych połączeń.

  8. Wyjaśnij różną geometrię cząsteczek wody i dwutlenku węgla. Narysuj modele tych cząsteczek i wyjaśnij przyczynę różnic w budowie.

  9. Podaj po dwa przykłady połączeń organicznych i nieorganicznych w których występują wiązania ∏ (pi) Narysuj modele tych cząsteczek i podaj czy wiązania ∏ mają wpływ na kształt cząsteczek.

  10. Omów na przykładzie dowolnie wybranych połączeń mechanizm tworzenia wiązania jonowego, kowalencyjnego i kowalencyjnego spolaryzowanego

  11. Na podstawie elektroujemności i energii wiązań, ułóż związki: HCl; HBr; HI; HF według wzrastającego momentu dipolowego oraz według malejącej trwałości cząsteczek. Skomentuj swoje wyniki jeżeli wiadomo, że: elektroujemność w skali Paulinga wynosi: H=2,1; F = 4; Cl=3; Br = 2,8; I=2,5. Energia wiązań [kJ/mol]: HF=566; HCl = 431; HBr = 366; HI = 298

  12. Określ liczbę i rodzaj wiązań w cząsteczce chlorku amonu. Narysuj jej wzór elektronowy.

  13. Czy pomiędzy cząsteczkami NH3 oraz BF3 może się utworzyć wiązanie chemiczne? Odpowiedź uzasadnij.
  1   2

Dodaj dokument na swoim blogu lub stronie

Powiązany:

Wiązania chemiczne iconWiązania chemiczne w chemii klasycznej wiązanie chemiczne

Wiązania chemiczne iconTest 5 – Wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconWykład I. Wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconBudowa atomu I wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconUkład okresowy, wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconWIĄzania chemiczne (w ujęciu klasycznym I kwantowym) A

Wiązania chemiczne iconDział I i II – budowa atomu I wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconChemia organiczna a. Kołodziejczyk Gdańsk 2010. 02. Wiązania chemiczne

Wiązania chemiczne iconDział II układ okresowy pierwiastków. Wiązania chemiczne. Hybrydyzacja

Wiązania chemiczne iconChemia organiczna a. Kołodziejczyk Gdańsk 2011. Wiązania chemiczne

Umieść przycisk na swojej stronie:
Rozprawki


Baza danych jest chroniona prawami autorskimi ©pldocs.org 2014
stosuje się do zarządzania
Rozprawki
Dom