Wiązania chemiczne i właściwości substancji - To jest chemia 1 (ZP)

1.Wiązanie chemiczne

Oddziaływanie występujące między łączącymi się atomami pierwiastków chemicznych. Typ wiązania zależy od różnicy elektroujemności tych atomów. Wyróżnia się m.in. wiązania kowalencyjne, jonowe i metaliczne.

2.Elektroujemność

Zdolność atomu danego pierwiastka chemicznego do przyciągania elektronów tworzących wiązanie chemiczne. Jej wartości w skali Paulinga podaje układ okresowy; elektroujemność nie ma jednostki - jest wielkością bezwymiarową. Dla helowców się jej nie podaje, bo są bierne chemicznie.

3.Zmiana elektroujemności w układzie okresowym

Elektroujemność zwiększa się wraz ze zwiększaniem się numeru grupy, bo promień atomowy maleje i elektrony walencyjne są silniej przyciągane przez jądro. Zmniejsza się wraz ze zwiększaniem się numeru okresu, bo promień rośnie i jądro słabiej przyciąga dalsze elektrony. Największą elektroujemność ma fluor (4,0).

4.Dublet i oktet elektronowy

Trwałe konfiguracje elektronowe helowców, do których dążą atomy, tworząc wiązania chemiczne: dublet - 2 elektrony (jak w atomie helu), oktet - 8 elektronów walencyjnych (jak w atomach pozostałych helowców). Atom dąży zwykle do konfiguracji helowca leżącego najbliżej niego w układzie okresowym.

5.Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie powstające na skutek uwspólnienia elektronów walencyjnych łączących się atomów. Siła, z jaką atomy przyciągają wspólną parę elektronową, zależy od ich elektroujemności. Wiązania kowalencyjne dzielą się na niespolaryzowane i spolaryzowane.

6.Wspólne i wolne pary elektronowe

Jedno wiązanie kowalencyjne (jedną kreskę we wzorze) tworzą 2 elektrony, czyli wspólna para elektronowa. Elektrony walencyjne, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań, tworzą wolne (niewiążące) pary elektronowe.

7.Wzory elektronowe: kropkowy i kreskowy

We wzorze kropkowym każdy elektron walencyjny to kropka, a we wzorze kreskowym każda para elektronowa to kreska: między symbolami - para wspólna, przy symbolu - para wolna. Np. azot: $:\!\mathrm{N}\,\vdots\vdots\,\mathrm{N}\!:$ i $|\mathrm{N}{\equiv}\mathrm{N}|$ - 3 wspólne pary i 2 wolne pary. Wzór strukturalny pokazuje tylko wiązania: $\ce{N#N}$.

8.Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane

Wiązanie kowalencyjne, w którym wspólna para elektronowa jest przyciągana z jednakową siłą przez rdzenie obu atomów, więc leży w takiej samej odległości od obu jąder. Powstaje, gdy różnica elektroujemności jest mniejsza lub równa 0,4 - najczęściej w cząsteczkach z atomów tego samego niemetalu, np. $\ce{H2}$, $\ce{O2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{P4}$, $\ce{S8}$.

9.Jak zapisać wzór elektronowy cząsteczki?

1) Z numeru grupy ustal liczbę elektronów walencyjnych atomów. 2) Ustal, ilu elektronów brakuje każdemu atomowi do oktetu (wodorowi - do dubletu). 3) Każdy atom tworzy tyle wspólnych par, ile elektronów mu brakuje. 4) Pozostałe elektrony walencyjne zapisz jako wolne pary. Np. fluor: 7 elektronów, brakuje 1, więc $|\overline{\underline{\mathrm{F}}}{-}\overline{\underline{\mathrm{F}}}|$ - 1 wspólna i 6 wolnych par.

10.Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Wiązanie kowalencyjne, w którym wspólna para elektronowa jest przesunięta w stronę atomu pierwiastka o większej elektroujemności. Występuje w cząsteczkach z atomów różnych niemetali, np. $\ce{HCl}$, $\ce{H2O}$, $\ce{CO2}$; różnica elektroujemności wynosi wtedy zwykle więcej niż 0,4, ale mniej niż 1,7. W $\ce{H2O}$: 3,4 - 2,2 = 1,2, więc tlen silniej przyciąga wspólne pary.

11.Polaryzacja wiązania i ładunki cząstkowe

Polaryzacja wiązania jest skutkiem przesunięcia wspólnych par elektronowych. Atom o większej elektroujemności uzyskuje cząstkowy ładunek ujemny $\delta-$, a atom o mniejszej - cząstkowy ładunek dodatni $\delta+$, np. $\overset{\delta+}{\mathrm{H}}{-}\overset{\delta-}{\mathrm{Cl}}$. Takie wiązanie zaznacza się też linią z grotem skierowanym w stronę atomu o większej elektroujemności albo trójkątem z podstawą przy tym atomie.

12.Dipol (cząsteczka polarna)

Cząsteczka, która ma dwa bieguny elektryczne - dodatni i ujemny - powstałe wskutek nierównomiernego rozmieszczenia ładunków wokół jąder atomowych. Jako całość jest elektrycznie obojętna, bo ładunki cząstkowe się równoważą. Dipolami są np. cząsteczki $\ce{HCl}$ i $\ce{H2O}$ (w wodzie biegun ujemny jest przy atomie tlenu, a dodatni - przy atomach wodoru).

13.Polarność cząsteczki a jej kształt

O tym, czy cząsteczka jest polarna, decyduje różnica elektroujemności i kształt cząsteczki. W liniowej cząsteczce $\ce{CO2}$ oddziaływania związane z polaryzacją obu wiązań są równe, działają w jednej linii i mają przeciwne zwroty, więc się znoszą - cząsteczka jest niepolarna. Cząsteczka $\ce{H2O}$ ma budowę kątową, te siły się nie znoszą i jest ona polarna.

14.Wzory elektronowe wody i tlenku węgla(IV)

Woda $\ce{H2O}$: atom tlenu tworzy 2 wspólne pary z dwoma atomami wodoru i ma 2 wolne pary; wzór strukturalny ma kształt kątowy. Tlenek węgla(IV) $\ce{CO2}$: atom węgla łączy się z każdym atomem tlenu wiązaniem podwójnym (2 wspólne pary), a każdy atom tlenu ma 2 wolne pary: $\overline{\underline{\mathrm{O}}}{=}\mathrm{C}{=}\overline{\underline{\mathrm{O}}}$.

15.Jon, kation i anion

Jon to atom lub grupa połączonych atomów obdarzona ładunkiem elektrycznym. Kation to jon o ładunku dodatnim - powstaje po oderwaniu co najmniej jednego elektronu, np. $\ce{Na+}$, $\ce{Ca^2+}$, $\ce{K+}$. Anion to jon o ładunku ujemnym - powstaje po przyjęciu co najmniej jednego elektronu, np. $\ce{Cl-}$, $\ce{S^2-}$, $\ce{SO4^2-}$.

16.Wiązanie jonowe

Wiązanie chemiczne powstałe w wyniku przyciągania się siłami elektrostatycznymi jonów o przeciwnych ładunkach. Jony powstają, gdy elektrony trwale przechodzą z atomu metalu na atom niemetalu; różnica elektroujemności wynosi wtedy zwykle co najmniej 1,7, np. w $\ce{LiF}$: 4,0 - 1,0 = 3,0. Jony uzyskują konfigurację helowców: $\ce{Li+}$ - helu, $\ce{F-}$ - neonu.

17.Sposoby uzyskiwania trwałej konfiguracji elektronowej

Atom może utworzyć jon: oddać elektrony i stać się kationem (typowe dla metali), np. $\ce{Al -> Al^3+ + 3e-}$, albo przyjąć elektrony i stać się anionem (typowe dla niemetali), np. $\ce{F + e- -> F-}$. Atomy mogą też uwspólnić pojedyncze elektrony walencyjne - powstaje wtedy wiązanie kowalencyjne.

18.Liczba elektronów oddanych i pobranych w związku jonowym

W związku jonowym liczba elektronów oddanych przez atomy tworzące kationy jest równa liczbie elektronów pobranych przez atomy tworzące aniony. Np. w $\ce{Na2S}$ każdy z dwóch atomów sodu oddaje 1 elektron, a atom siarki przyjmuje 2 elektrony, więc na 2 kationy $\ce{Na+}$ przypada 1 anion $\ce{S^2-}$.

19.Kryształ jonowy

Kryształ zbudowany z kationów i anionów, które przyciągają się elektrostatycznie (wiązanie jonowe). Tworzą go sole (np. chlorek sodu) oraz tlenki i wodorotlenki metali aktywnych. Nie ma w nim pojedynczych cząsteczek - te mogą istnieć tylko w stanie gazowym. Wzór sumaryczny podaje jedynie stosunek liczby kationów do liczby anionów, np. w $\ce{NaCl}$ - 1 : 1.

20.Wiązanie metaliczne

Wiązanie występujące w metalach i ich stopach. Powstaje w wyniku oddziaływania elektrostatycznego kationów metali i ich elektronów walencyjnych, które ulegają uwspólnieniu i tworzą tzw. gaz elektronowy.

21.Właściwości metali a wiązanie metaliczne

Dzięki gazowi elektronowemu metale i ich stopy mają metaliczny połysk, są kowalne i ciągliwe oraz dobrze przewodzą ciepło i prąd elektryczny. Przy zginaniu metalu kationy przesuwają się razem z elektronami walencyjnymi i wiązanie nie ulega zniszczeniu. Prąd płynie, gdy elektrony gazu elektronowego poruszają się w jednym kierunku.

22.Oddziaływania międzycząsteczkowe

Siły o zróżnicowanej mocy występujące między cząsteczkami związków chemicznych. Różnią się od wiązań chemicznych, które działają wewnątrz cząsteczek i kryształów. Przykładem są siły van der Waalsa.

23.Siły van der Waalsa

Oddziaływania międzycząsteczkowe o bardzo krótkim zasięgu, związane z oddziaływaniami między dipolami lub między cząsteczkami niepolarnymi.

24.Wiązanie wodorowe

Wiązanie powstałe w wyniku oddziaływania między atomem wodoru połączonym z atomem silnie elektroujemnego pierwiastka a parą elektronową innego atomu pierwiastka o dużej elektroujemności i małym promieniu atomowym. Tworzy się dzięki przyciąganiu ładunków lub biegunów dipoli o przeciwnym znaku; oznacza się je linią kropkowaną, np. $\ce{O\bond{...}H-O}$.

25.Warunki powstawania wiązania wodorowego

W cząsteczce musi być atom pierwiastka o dużej elektroujemności, mający wolne pary elektronowe (F - 4,0, O - 3,4, N - 3,0) - gromadzi się na nim ładunek ujemny. Potrzebny jest też atom wodoru połączony z takim atomem - gromadzi się na nim ładunek dodatni. Wiązania wodorowe tworzą np. cząsteczki wody, fluorowodoru i amoniaku.

26.Wpływ wiązań wodorowych na właściwości substancji

Substancje, w których występują międzycząsteczkowe wiązania wodorowe, mają wysoką temperaturę wrzenia i wysoką temperaturę topnienia, bo do rozdzielenia ich cząsteczek potrzeba więcej energii. Dlatego woda, fluorowodór i amoniak wrą w wyższej temperaturze niż odpowiednio siarkowodór, chlorowodór i fosfan.

27.Temperatura wrzenia a masa cząsteczkowa

Im większą masę cząsteczkową ma związek chemiczny, tym wyższa jest jego temperatura wrzenia, np. w szeregu $\ce{HCl}$, $\ce{HBr}$, $\ce{HI}$. Wyjątkiem są woda, fluorowodór i amoniak: mimo małej masy cząsteczkowej wrą w wysokiej temperaturze, bo ich cząsteczki tworzą wiązania wodorowe.

28.Czynniki decydujące o rodzaju wiązania chemicznego

Rodzaj atomów, które łączą się ze sobą, oraz różnica elektroujemności atomów tworzących substancję.

29.Rodzaj wiązania a różnica elektroujemności

Różnica elektroujemności mniejsza lub równa 0,4 - wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane; większa od 0,4, ale mniejsza od 1,7 - kowalencyjne spolaryzowane; co najmniej 1,7 - jonowe. Np. $\ce{KCl}$: 3,2 - 0,8 = 2,4, czyli wiązanie jonowe; $\ce{CS2}$: 2,6 - 2,6 = 0, czyli wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane.

30.Wiązania pojedyncze i wielokrotne (typu σ i π)

Wiązanie pojedyncze tworzą 2 elektrony (1 para) - jest to wiązanie typu $\sigma$. Wiązanie podwójne tworzą 4 elektrony (2 pary): 1 wiązanie $\sigma$ i 1 wiązanie $\pi$. Wiązanie potrójne tworzy 6 elektronów (3 pary): 1 wiązanie $\sigma$ i 2 wiązania $\pi$. Np. $\ce{Cl-Cl}$, $\ce{O=O}$, $\ce{N#N}$.

31.Siła wiązania chemicznego

Siła wiązania wzrasta wraz ze zwiększaniem się jego krotności - choć wiązania $\pi$ są słabsze od $\sigma$ i łatwiej je rozerwać, w wiązaniu wielokrotnym trzeba rozerwać więcej wiązań. Wzrasta też, gdy zmniejsza się odległość między jądrami atomowymi, np. wiązanie $\ce{Br-Br}$ jest silniejsze od $\ce{I-I}$, bo atom bromu ma mniejszy promień.

32.Na co wpływa rodzaj wiązania chemicznego?

Rodzaj wiązania decyduje o właściwościach fizycznych i chemicznych substancji. Wpływa m.in. na rodzaj kryształu, temperatury wrzenia i topnienia, rozpuszczalność, lotność i stan skupienia substancji.

33.Rodzaje kryształów

Kryształy jonowe (wiązania jonowe, np. chlorek sodu), cząsteczkowe, czyli molekularne (wiązania kowalencyjne w cząsteczkach, np. siarka $\ce{S8}$), kowalencyjne, czyli atomowe (wiązania kowalencyjne, np. diament) oraz metaliczne (wiązanie metaliczne, np. miedź).

34.Właściwości kryształów jonowych

Wysoka temperatura topnienia, duża wytrzymałość mechaniczna, średnia twardość. W stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego, ale przewodzą go po stopieniu i w roztworach. Zazwyczaj dobrze rozpuszczają się w wodzie i innych rozpuszczalnikach polarnych. Przykład: chlorek sodu.

35.Właściwości kryształów cząsteczkowych

Niska temperatura topnienia i wrzenia - znacznie niższa niż związków jonowych, w których wiązania są bardzo mocne. Mała wytrzymałość mechaniczna i mała twardość. Nie przewodzą prądu elektrycznego (izolatory). Lepiej rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych niż w polarnych. Przykład: siarka $\ce{S8}$.

36.Właściwości kryształów kowalencyjnych

Bardzo wysoka temperatura topnienia, duża wytrzymałość mechaniczna i duża twardość. Nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątki: grafit i grafen). Są bardzo trudno rozpuszczalne. Przykład: diament.

37.Właściwości kryształów metalicznych

Zróżnicowana temperatura topnienia, wytrzymałość mechaniczna i twardość; są kowalne i ciągliwe. Dobrze przewodzą prąd elektryczny (przewodniki). Są bardzo trudno rozpuszczalne. Przykład: miedź.

38.Rozpuszczalność a polarność substancji

Substancje polarne (z wiązaniami jonowymi lub kowalencyjnymi spolaryzowanymi) dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, np. w wodzie i etanolu. Substancje niepolarne dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (z samymi wiązaniami kowalencyjnymi niespolaryzowanymi), np. w benzynie i nafcie. Substancja niepolarna nie rozpuszcza się w polarnej - np. olej tworzy na wodzie osobną warstwę.

39.Lotność

Zdolność substancji do przechodzenia w stan gazowy. Im większa masa cząsteczkowa, tym mniejsza lotność. Im silniejsze oddziaływania międzycząsteczkowe (zależne od wiązań i polarności cząsteczek), tym trudniej substancja przechodzi w stan gazowy. Przykładem łatwo parującej cieczy jest brom.

40.Stan skupienia a budowa substancji

Stan skupienia zależy od stopnia uporządkowania cząstek (największe w substancji stałej, mniejsze w cieczy, najmniejsze w gazie) oraz od rodzaju cząstek budujących substancję. Np. chlorek sodu - związek jonowy - jest substancją stałą, a woda - związek kowalencyjny o budowie cząsteczkowej - w temperaturze pokojowej jest cieczą.