Elektroujemność i rodzaje wiązań - To jest chemia 1 (ZR)

1.Cząsteczki homoatomowe i heteroatomowe

Cząsteczki homoatomowe (homojądrowe) składają się z atomów tego samego pierwiastka chemicznego, np. $\ce{O2}$, $\ce{N2}$, $\ce{S8}$. Cząsteczki heteroatomowe (heterojądrowe) składają się z atomów różnych pierwiastków - są to cząsteczki związków chemicznych, np. $\ce{H2O}$, $\ce{CO2}$.

2.Wiązanie chemiczne

Oddziaływanie między atomami, powodujące ich trwałe połączenie w substancję bardziej złożoną, np. w cząsteczkę związku chemicznego. Polega na wzajemnym oddziaływaniu elektronów walencyjnych łączących się atomów.

3.Trwała konfiguracja elektronowa (teoria Kossela i Lewisa)

Według teorii wiązań chemicznych Kossela i Lewisa reagujące atomy dążą do uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej - często konfiguracji najbliższego w układzie okresowym helowca. Osiągają ją, oddając lub przyjmując elektrony albo tworząc wspólne pary elektronowe.

4.Oktet i dublet elektronowy

Oktet - ośmioelektronowa konfiguracja najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej, np. w atomie argonu $K^2L^8M^8$. Dublet - dwuelektronowa konfiguracja tej powłoki, np. w atomie helu $K^2$. Takie konfiguracje mają helowce, a atomy pierwiastków grup 1., 2. i 13.-17. uzyskują je podczas tworzenia wiązań.

5.Elektroujemność

Miara zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka chemicznego, gdy tworzy on wiązanie chemiczne. Podaje się ją zwykle w skali Paulinga jako liczbę bez jednostki (wielkość bezwymiarową); dla helowców jej się nie podaje ze względu na ich bierność chemiczną.

6.Elektroujemność metali i niemetali

Metale mają niską elektroujemność i łatwo oddają elektrony, dlatego nazywa się je pierwiastkami elektrododatnimi. Niemetale mają wysoką elektroujemność i są pierwiastkami elektroujemnymi. Najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez (elektroujemność 0,8; sztucznie otrzymany frans - 0,7), a najbardziej elektroujemnym - fluor (4,0).

7.Zmiana elektroujemności w grupie

W grupach 1.-2. i 13.-17. elektroujemność maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej (numeru okresu), czyli w dół grupy, a charakter metaliczny pierwiastków jednocześnie rośnie. Np. w grupie 17.: fluor - 4,0, chlor - 3,2, brom - 3,0, jod - 2,7.

8.Zmiana elektroujemności w okresie

W okresie elektroujemność rośnie od lewej do prawej, a charakter metaliczny pierwiastków maleje: grupy 1. i 2. to typowe metale o niskiej elektroujemności, a grupy 15.-17. zawierają głównie niemetale. Np. w 3. okresie elektroujemność rośnie od sodu (0,9) do chloru (3,2).

9.Elektroujemność wodoru

Wodór jest niemetalem o elektroujemności 2,2 - znacznie wyższej niż elektroujemność litowców, obok których leży w układzie okresowym, ale dużo niższej niż elektroujemność fluoru (4,0) czy chloru (3,2).

10.Różnica elektroujemności a rodzaj wiązania

Różnicę elektroujemności $\Delta E$ oblicza się, odejmując od większej elektroujemności mniejszą. W skali Paulinga: $\Delta E < 0{,}4$ - wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane lub metaliczne; $0{,}4 \le \Delta E < 1{,}7$ - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane; $\Delta E \ge 1{,}7$ - najczęściej wiązanie jonowe.

11.Wartościowość

Cecha pierwiastka chemicznego określana jako liczba wiązań chemicznych, które może utworzyć jego atom w związku chemicznym. Niektóre pierwiastki wykazują różną wartościowość, zależnie od tworzonej cząsteczki; wartościowość pierwiastka w stanie wolnym wynosi 0.

12.Energia wiązania

Energia, którą należy dostarczyć cząsteczce, aby rozerwać dane wiązanie chemiczne. Łącząc się w cząsteczki, atomy obniżają swoją energię, czyli osiągają trwały stan energetyczny.

13.Długość wiązania

Odległość między jądrami atomowymi w cząsteczce, odpowiadająca energii danego wiązania. Wyraża się ją w pikometrach ($1~\mathrm{pm} = 10^{-12}~\mathrm{m}$), nanometrach ($1~\mathrm{nm} = 10^{-9}~\mathrm{m}$) lub angstremach ($1~\mathrm{\mathring{A}} = 10^{-10}~\mathrm{m}$), np. $100~\mathrm{pm} = 0{,}1~\mathrm{nm} = 1~\mathrm{\mathring{A}}$.

14.Promień atomowy w układzie okresowym

Wyraża się go w tych samych jednostkach co długość wiązania, np. promień atomu wodoru wynosi 53 pm. Promień atomowy rośnie wraz ze wzrostem liczby powłok elektronowych (w dół grupy), a przy tej samej liczbie powłok maleje wraz ze wzrostem ładunku jądra (w okresie od lewej do prawej).

15.Wiązania typu σ i typu π

Dwa typy wiązań kowalencyjnych, wyróżniane ze względu na rodzaj orbitalu molekularnego. Wiązanie σ powstaje przez czołowe nałożenie orbitali atomowych (s i s, s i p, $p_x$ i $p_x$) - jego chmura elektronowa leży między jądrami, a wiązanie jest silne. Wiązanie π powstaje przez boczne nałożenie orbitali $p_y$ lub $p_z$ - chmura leży powyżej i poniżej osi łączącej jądra, a wiązanie łatwiej rozerwać.

16.Wiązanie pojedyncze, podwójne i potrójne

Podział wiązań kowalencyjnych ze względu na liczbę elektronów łączących atomy. Pojedyncze: 2 elektrony (1 para), zawsze 1 wiązanie σ, np. $\ce{C-C}$. Podwójne: 4 elektrony (2 pary), 1 wiązanie σ i 1 wiązanie π, np. $\ce{C=C}$. Potrójne: 6 elektronów (3 pary), 1 wiązanie σ i 2 wiązania π, np. $\ce{C#C}$.

17.Liczba wiązań σ i π w cząsteczce

Między dwoma połączonymi atomami jest zawsze dokładnie jedno wiązanie σ, a każda kolejna kreska w wiązaniu wielokrotnym to wiązanie π. Np. $\ce{Cl-Cl}$ - 1 wiązanie σ; $\ce{O=O}$ - 1 wiązanie σ i 1 π; $\ce{N#N}$ - 1 wiązanie σ i 2 π. Wolne pary elektronowe nie tworzą wiązań.

18.Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie między atomami niemetali o wysokiej elektroujemności, powstające w wyniku utworzenia jednej lub kilku wspólnych par elektronowych. Wspólna para ma postać chmury elektronowej między jądrami atomów. Atom tworzy zwykle tyle wspólnych par, ile elektronów brakuje mu do oktetu (wodór - do dubletu), np. azot - 3.

19.Polaryzacja wiązania

Przesunięcie chmury elektronowej wiązania kowalencyjnego w cząsteczce w kierunku jądra atomu pierwiastka chemicznego o wyższej elektroujemności.

20.Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane

Wiązanie, w którym wspólna para elektronowa w jednakowym stopniu należy do obu atomów, bo mają one jednakową lub zbliżoną elektroujemność ($\Delta E < 0{,}4$). Występuje najczęściej w cząsteczkach pierwiastków, np. $\ce{H2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{N2}$, oraz w niektórych związkach, np. $\ce{CS2}$.

21.Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Wiązanie tworzone zwykle przez atomy niemetali o różnicy elektroujemności $0{,}4 \le \Delta E < 1{,}7$. Wspólna para elektronowa jest przesunięta bliżej jądra atomu o wyższej elektroujemności. We wzorze oznacza się je kreską z grotem skierowanym ku temu atomowi albo trójkątem, którego podstawa jest bliżej tego atomu.

22.Dipol elektryczny

Układ dwóch różnoimiennych, ale równych co do wartości ładunków cząstkowych ($\delta^{+}$ i $\delta^{-}$), umieszczonych w pewnej odległości od siebie. W cząsteczce biegun dodatni $\delta^{+}$ jest przy atomie o niższej elektroujemności, a biegun ujemny $\delta^{-}$ - przy atomie o wyższej elektroujemności.

23.Cząsteczka polarna

Cząsteczka utworzona z atomów pierwiastków o różnej elektroujemności, w której ładunek dodatni i ujemny są rozdzielone, czyli będąca dipolem. O tym, czy cząsteczka jest dipolem, decyduje nie tylko różnica elektroujemności, lecz także kształt cząsteczki.

24.Wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe)

Szczególny przypadek wiązania kowalencyjnego, w którym oba elektrony wspólnej pary pochodzą od jednego atomu. We wzorze kreskowym oznacza się je strzałką, której grot jest skierowany w stronę akceptora pary elektronowej.

25.Donor i akceptor pary elektronowej

Donor - atom, który oddaje swoją wolną parę elektronową do utworzenia wiązania koordynacyjnego. Akceptor - atom w cząsteczce lub jonie o niezapełnionej powłoce elektronowej, który przyjmuje parę elektronową donora. Np. w $\ce{NH4+}$ donorem jest azot, a akceptorem kation wodoru.

26.Wiązanie koordynacyjne w jonach $\ce{NH4+}$ i $\ce{H3O+}$

Kation wodoru $\ce{H+}$ nie ma elektronów, więc jest akceptorem. W $\ce{NH4+}$ donorem jest atom azotu cząsteczki $\ce{NH3}$, który oddaje swoją jedyną wolną parę: $\ce{NH3 + H+ -> NH4+}$. W $\ce{H3O+}$ donorem jest atom tlenu cząsteczki wody: $\ce{H2O + H+ -> H3O+}$; zostaje mu jedna wolna para.

27.Wiązanie koordynacyjne w $\ce{CO}$, $\ce{SO2}$ i $\ce{SO3}$

W $\ce{CO}$ atomy łączy wiązanie potrójne, w tym jedno koordynacyjne: donorem jest tlen, akceptorem węgiel; każdy atom ma jedną wolną parę. W $\ce{SO2}$ siarka tworzy z jednym atomem tlenu wiązanie podwójne, a drugiemu oddaje wolną parę. W $\ce{SO3}$ siarka ma 1 wiązanie podwójne i 2 koordynacyjne. Wiązania koordynacyjne są też m.in. w $\ce{HNO3}$, $\ce{H2SO4}$ i $\ce{NO3-}$.

28.Wzór elektronowy kropkowy i kreskowy

Wzory pokazujące wszystkie elektrony walencyjne atomów w cząsteczce lub jonie. We wzorze kropkowym elektron to kropka, a we wzorze kreskowym para elektronowa to kreska: wspólna para - między symbolami atomów, wolna para - przy symbolu. Atom ma tyle wolnych par, ile par elektronów walencyjnych nie bierze udziału w wiązaniach.

29.Ile wolnych par elektronowych mają atomy w typowych cząsteczkach?

$\ce{H2O}$: atom tlenu - 2 wolne pary; $\ce{NH3}$: atom azotu - 1; $\ce{HCl}$ i $\ce{Cl2}$: każdy atom chloru - 3; $\ce{O2}$ ($\ce{O=O}$): każdy atom tlenu - 2; $\ce{N2}$ ($\ce{N#N}$): każdy atom azotu - 1. Atom wodoru w cząsteczkach nie ma wolnych par.

30.Wiązanie jonowe

Wiązanie powstające w wyniku elektrostatycznego przyciągania się różnoimiennie naładowanych jonów. Tworzy się między atomami znacznie różniącymi się elektroujemnością ($\Delta E \ge 1{,}7$), zwykle metali i niemetali: bardziej elektroujemny atom przejmuje elektrony walencyjne drugiego atomu.

31.Kation i anion

Kation - jon o ładunku dodatnim; powstaje, gdy atom odda elektrony, np. $\ce{Na -> Na+ + e-}$. Anion - jon o ładunku ujemnym; powstaje, gdy atom przyjmie elektrony, np. $\ce{Cl + e- -> Cl-}$. Atom metalu grupy 1. lub 2. oddaje wszystkie elektrony walencyjne (1 lub 2), a atom niemetalu przyjmuje tyle, ile brakuje mu do oktetu.

32.Konfiguracje jonów w związkach jonowych

Jony powstające podczas tworzenia wiązania jonowego mają konfiguracje najbliższych helowców, np. $\ce{Li+}$ - helu ($1s^2$); $\ce{Na+}$, $\ce{Mg^2+}$ i $\ce{O^2-}$ - neonu ($1s^2 2s^2 2p^6$); $\ce{Cl-}$ i $\ce{Ca^2+}$ - argonu ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$).

33.Promień jonowy

Promień kationu jest mniejszy niż promień atomu, z którego powstał (np. Na - 186 pm, $\ce{Na+}$ - 102 pm), a promień anionu jest większy niż promień atomu (Cl - 99 pm, $\ce{Cl-}$ - 181 pm). Za odległość między jonami przyjmuje się sumę promieni tych jonów.

34.Udział wiązania jonowego

Zależy od różnicy elektroujemności łączących się atomów: im większa $\Delta E$, tym większy udział wiązania jonowego, np. $\ce{NaCl}$ ($\Delta E = 2{,}3$) - 67%, $\ce{MgCl2}$ (1,9) - 55%, $\ce{PCl3}$ (1,0) - 19%, $\ce{Cl2}$ (0) - 0%. Czyste (100-procentowe) wiązanie jonowe występuje tylko w nielicznych związkach.

35.Wzór sumaryczny związku jonowego

Związki jonowe nie tworzą cząsteczek, dlatego ich wzór sumaryczny pokazuje tylko stosunek liczby kationów do anionów w krysztale. Np. $\ce{CaCl2}$ oznacza, że na jeden kation wapnia $\ce{Ca^2+}$ przypadają dwa aniony chlorkowe $\ce{Cl-}$.

36.Pierwsza i druga energia jonizacji

Pierwsza energia jonizacji - minimalna ilość energii potrzebna do oderwania elektronu od obojętnego atomu w stanie gazowym (utworzenia jonu jednododatniego); jest to energia najsłabiej związanego elektronu walencyjnego. Druga energia jonizacji - energia potrzebna do oderwania elektronu od jonu jednododatniego i utworzenia kationu dwudodatniego.

37.Zmiany pierwszej energii jonizacji w układzie okresowym

Pierwsza energia jonizacji rośnie w okresie wraz ze wzrostem liczby atomowej, a w grupie maleje - jest najwyższa na górze grupy, a najniższa na dole. Najniższą mają litowce, które bardzo łatwo tworzą kationy, a najwyższą - nieaktywne chemicznie helowce.

38.Powinowactwo elektronowe

Energia wydzielona w wyniku przyłączenia elektronu przez atom pierwiastka chemicznego (utworzenia anionu). Atomy pierwiastków o dużej elektroujemności, np. fluorowców, mają duże powinowactwo elektronowe i wysoką energię jonizacji.

39.Wiązanie metaliczne

Wiązanie w metalach i ich stopach między kationami metalu tworzącymi sieć krystaliczną a elektronami zdelokalizowanymi. Elektrony te poruszają się swobodnie między kationami jako gaz elektronowy i równoważą ich ładunek, więc metal jako całość jest elektrycznie obojętny. Wiązanie metaliczne nie jest ukierunkowane, w przeciwieństwie do kowalencyjnego.

40.Rodzaje wiązań chemicznych

Jonowe - między kationami metali a anionami niemetali, np. $\ce{LiF}$, $\ce{K2S}$. Kowalencyjne: niespolaryzowane, np. $\ce{Br2}$, $\ce{H2}$; spolaryzowane, np. $\ce{H2O}$, $\ce{CO2}$; koordynacyjne, np. $\ce{H2SO4}$, $\ce{NO3-}$. Metaliczne - między kationami metali a chmurą elektronową w metalach i stopach, np. $\ce{K}$, $\ce{Fe}$, $\ce{W}$.