Wiązania kowalencyjne i jonowe - Chemia Nowej Ery 7

1.Wiązanie chemiczne

Trwały sposób połączenia atomów pierwiastków chemicznych dzięki oddziaływaniom elektronów walencyjnych. Atomy połączone wiązaniami tworzą np. cząsteczki.

2.Elektrony walencyjne a wiązania chemiczne

W tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział elektrony walencyjne. U pierwiastków grup 1. i 2. oraz 13.-18. znajdują się one w ostatniej powłoce elektronowej atomu, czyli w powłoce walencyjnej. Elektrony walencyjne tworzą wiązania między atomami w cząsteczce pierwiastka lub związku chemicznego.

3.Ile elektronów walencyjnych ma atom wodoru?

Jeden. Wodór leży w 1. grupie układu okresowego, a w grupach 1. i 2. numer grupy jest równy liczbie elektronów walencyjnych.

4.Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie chemiczne, które polega na łączeniu się atomów pierwiastków chemicznych za pomocą wspólnych par elektronowych. Różnica elektroujemności pierwiastków tworzących to wiązanie jest mniejsza od 1,7.

5.Wiązanie pojedyncze

Wiązanie kowalencyjne utworzone za pomocą jednej wspólnej pary elektronowej, czyli przez 2 elektrony walencyjne. Przykład: wiązanie w cząsteczce wodoru $\ce{H-H}$.

6.Jak przedstawia się wiązanie kowalencyjne we wzorach?

Wspólną parę elektronową zapisuje się jako dwie kropki albo kreskę łączącą atomy. Każda kreska oznacza 2 elektrony. Wiązanie pojedyncze to jedna kreska (-), podwójne - dwie kreski (=), a potrójne - trzy kreski (≡).

7.Symbol chemiczny a wzór chemiczny

Symbol chemiczny oznacza pierwiastek chemiczny, np. $\ce{H}$ - wodór. Wzór chemiczny opisuje cząsteczkę, np. $\ce{H2}$ - dwuatomowa cząsteczka wodoru. Liczba w indeksie dolnym za symbolem podaje, ile atomów danego pierwiastka tworzy cząsteczkę.

8.Pierwiastki chemiczne występujące w postaci cząsteczek

Cząsteczki dwuatomowe tworzą: wodór $\ce{H2}$, azot $\ce{N2}$, tlen $\ce{O2}$, fluor $\ce{F2}$, chlor $\ce{Cl2}$, brom $\ce{Br2}$ i jod $\ce{I2}$. Cząsteczki wieloatomowe tworzą np. fosfor (czteroatomowe $\ce{P4}$) i siarka (ośmioatomowe $\ce{S8}$).

9.Wzór sumaryczny a wzór strukturalny

Oba wzory pokazują rodzaj i liczbę atomów w cząsteczce. Wzór strukturalny pokazuje dodatkowo, jak połączone są atomy i ile jest między nimi wiązań. Przykład: $\ce{CO2}$ to wzór sumaryczny, a $\ce{O=C=O}$ - strukturalny.

10.Wzory cząsteczki wodoru i cząsteczki chloru

Wodór: wzór sumaryczny $\ce{H2}$, strukturalny $\ce{H-H}$. Chlor: wzór sumaryczny $\ce{Cl2}$, strukturalny $\ce{Cl-Cl}$. W obu cząsteczkach atomy łączy jedno wiązanie kowalencyjne pojedyncze.

11.Wzory cząsteczki azotu

Wzór sumaryczny $\ce{N2}$, wzór strukturalny $\ce{N#N}$. Dwa atomy azotu łączy wiązanie kowalencyjne potrójne, czyli trzy wspólne pary elektronowe.

12.Wzory cząsteczki chlorowodoru

Wzór sumaryczny $\ce{HCl}$, wzór strukturalny $\ce{H-Cl}$. Atomy dwóch różnych niemetali - wodoru i chloru - łączy jedno wiązanie kowalencyjne pojedyncze.

13.Wzory cząsteczki amoniaku

Wzór sumaryczny $\ce{NH3}$. We wzorze strukturalnym atom azotu jest połączony trzema wiązaniami pojedynczymi z trzema atomami wodoru: $\ce{H-N-H}$ i trzeci atom $\ce{H}$ pod atomem $\ce{N}$.

14.Wzory cząsteczki tlenku węgla(IV)

Wzór sumaryczny $\ce{CO2}$, wzór strukturalny $\ce{O=C=O}$. Atom węgla jest połączony z każdym z dwóch atomów tlenu wiązaniem kowalencyjnym podwójnym.

15.Wzory cząsteczki wody

Wzór sumaryczny $\ce{H2O}$. We wzorze strukturalnym dwa atomy wodoru łączą się wiązaniami pojedynczymi z atomem tlenu: $\ce{H-O-H}$, a cząsteczka ma kształt litery V.

16.Wzory cząsteczki metanu

Wzór sumaryczny $\ce{CH4}$. We wzorze strukturalnym atom węgla jest w środku i łączy się czterema wiązaniami pojedynczymi z czterema atomami wodoru (nad, pod, z lewej i z prawej strony).

17.Elektroujemność

Zdolność atomu danego pierwiastka chemicznego do przyciągania elektronów tworzących wiązanie chemiczne. Podaje się ją w liczbach od 0,7 do 4 według skali Linusa Paulinga i odczytuje z układu okresowego.

18.Pierwiastki o największej i najmniejszej elektroujemności

Największą elektroujemność (4) ma niemetal fluor - jego atomy najsilniej przyciągają elektrony. Najmniejszą (0,7) ma metal frans - jego atomy najsłabiej przyciągają elektrony i łatwo oddają je innym atomom.

19.Od czego zależy rodzaj wiązania chemicznego?

Od różnicy elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie. Gdy różnica jest mniejsza od 1,7, powstaje wiązanie kowalencyjne. Gdy wynosi 1,7 lub więcej, powstaje wiązanie jonowe.

20.Jak określić rodzaj wiązania na podstawie elektroujemności?

Odczytaj z układu okresowego elektroujemności obu pierwiastków. Od większej wartości odejmij mniejszą. Porównaj wynik z 1,7: mniej niż 1,7 - wiązanie kowalencyjne, co najmniej 1,7 - wiązanie jonowe. Np. w cząsteczce wodoru różnica wynosi 0.

21.Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane i spolaryzowane

Niespolaryzowane powstaje między atomami tego samego pierwiastka (różnica elektroujemności 0), np. w $\ce{H2}$, $\ce{O2}$ - wspólna para jest w tej samej odległości od obu atomów. Spolaryzowane powstaje między atomami różnych pierwiastków, najczęściej niemetali, np. w $\ce{H2O}$, $\ce{HCl}$ - para jest przesunięta ku atomowi o większej elektroujemności.

22.Jony we fluorku glinu

Różnica elektroujemności fluoru i glinu wynosi $4{,}0 - 1{,}6 = 2{,}4$, więc fluorek glinu $\ce{AlF3}$ jest związkiem jonowym. Tworzą go kationy glinu $\ce{Al^3+}$ i aniony fluorkowe $\ce{F-}$.

23.Z czego zbudowane są związki metali z niemetalami?

Większość związków metali z niemetalami nie jest zbudowana z cząsteczek. Występują w postaci kryształów zbudowanych z jonów. Przykłady: chlorek sodu (sól kuchenna, metal sód i niemetal chlor) oraz chlorek wapnia, którym zimą posypuje się drogi.

24.Jon

Drobina (atom lub grupa atomów) mająca ładunek elektryczny dodatni lub ujemny.

25.Atom a jon - liczba protonów i elektronów

Atom jest elektrycznie obojętny, bo liczba protonów w jądrze jest równa liczbie elektronów w powłokach. W jonie liczba protonów jest różna od liczby elektronów, dlatego jon ma ładunek elektryczny.

26.Kation i anion

Kation to jon o ładunku elektrycznym dodatnim - ma więcej protonów niż elektronów. Anion to jon o ładunku elektrycznym ujemnym - ma mniej protonów niż elektronów.

27.Liczba protonów i elektronów w jonach sodu i chloru

Kation sodu $\ce{Na+}$ ma 11 protonów i 10 elektronów (tyle elektronów co atom neonu). Anion chlorkowy $\ce{Cl-}$ ma 17 protonów i 18 elektronów (tyle elektronów co atom argonu). W kationie elektronów jest mniej niż protonów, a w anionie - więcej.

28.Ładunki prostych jonów

Kationy metali: kation sodu $\ce{Na+}$, kation magnezu $\ce{Mg^2+}$, kation glinu $\ce{Al^3+}$. Aniony niemetali: anion chlorkowy $\ce{Cl-}$, anion tlenkowy $\ce{O^2-}$, anion siarczkowy $\ce{S^2-}$. Metale grup 1., 2. i 13. tworzą kationy o ładunku 1+, 2+ i 3+.

29.Wiązanie jonowe

Wiązanie chemiczne, które powstaje w wyniku przyciągania elektrostatycznego między kationami a anionami. Różnica elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie jonowe wynosi co najmniej 1,7.

30.Kiedy powstaje wiązanie jonowe?

Gdy różnica elektroujemności pierwiastków tworzących związek wynosi co najmniej 1,7. Występuje najczęściej między pierwiastkami grup 1. i 2. (metale) a pierwiastkami grup 15.-17. (niemetale), np. w chlorku sodu $\ce{NaCl}$.

31.Związki jonowe

Związki chemiczne, w których występują wiązania jonowe. Tworzą kryształy jonowe i nie tworzą cząsteczek, dlatego nie przedstawia się ich wzorami strukturalnymi. Wiązanie jonowe jest bardzo mocne.

32.Jony w chlorku sodu, tlenku magnezu i wodorotlenku sodu

Chlorek sodu $\ce{NaCl}$: kationy sodu $\ce{Na+}$ i aniony chlorkowe $\ce{Cl-}$. Tlenek magnezu $\ce{MgO}$: kationy magnezu $\ce{Mg^2+}$ i aniony tlenkowe $\ce{O^2-}$. Wodorotlenek sodu $\ce{NaOH}$: kationy sodu $\ce{Na+}$ i aniony wodorotlenkowe $\ce{OH-}$ (jon z grupy atomów).

33.Wielkość jonów w porównaniu z atomami

Promienie kationów są krótsze od promieni atomów, z których powstały, np. $\ce{Na+}$ jest mniejszy od atomu $\ce{Na}$. Promienie anionów są dłuższe od promieni atomów, np. $\ce{Cl-}$ jest większy od atomu $\ce{Cl}$.

34.Temperatury topnienia i wrzenia związków jonowych i kowalencyjnych

Związki jonowe mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia (np. $\ce{MgO}$ topi się w 2830°C), bo wiązania w krysztale jonowym są bardzo mocne i ich zerwanie wymaga dużo energii. Związki kowalencyjne mają znacznie niższe temperatury (np. woda: 0°C i 100°C).

35.Przewodzenie prądu przez roztwory cukru i soli kuchennej

Elektrody połączone z baterią i żarówką zanurza się w wodnych roztworach. W roztworze cukru (związku kowalencyjnego) żarówka się nie świeci, a w roztworze soli kuchennej (związku jonowego) - świeci. Wniosek: rozpuszczony związek jonowy przewodzi prąd, a cukier - nie.

36.Właściwości związków jonowych i kowalencyjnych

Związki jonowe: w temperaturze pokojowej stałe (sieć krystaliczna), wysokie temperatury topnienia i wrzenia, większość dobrze rozpuszcza się w wodzie, stopione lub rozpuszczone przewodzą prąd, wszystkie przewodzą ciepło. Związki kowalencyjne: stałe, ciekłe lub gazowe, niskie temperatury topnienia i wrzenia, większość nie przewodzi prądu, ciepło przewodzą tylko niektóre.