Wszystkie wiązania chemiczne istnieją dzięki przyciąganiu elektrostatycznemu. Kiedy atomy łączą się poprzez wiązania chemiczne tworzą związki - unikalne struktury złożone z dwóch lub więcej atomów. Podstawowy skład związku chemicznego wskazujemy używając wzoru chemicznego.
Na rysunkach przedstawiono przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach dwóch węglowodorów. Punktami schematycznie oznaczono położenie środków atomów połączonych tymi wiązaniami, linią ciągłą – osie wiązań, a linią przerywaną – kontury figury geometrycznej, w której narożach znajdują się atomy otaczające atom centralny. Hybrydyzacja polegająca na wymieszaniu 1 orbitalu s oraz 3 orbitali p daje hybrydyzację tetraedryczną ze względu na skierowanie orbitali zhybrydyzowanych ku narożom tetraedru. Wymieszanie 1 orbitalu s oraz 2 orbitali p daje hybrydyzację trygonalną. Wiązania utworzone za pomocą tych orbitali leżą w tej samej płaszczyźnie, a kąty pomiędzy nimi wynoszą 120°. Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2011, s. 151, 152, 155,156. Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i podkreśl jedno określenie spośród podanych w każdym nawiasie tak, aby zdania były prawdziwe. 1. Rysunek I przedstawia przestrzenne rozmieszczenie wiązań chemicznych tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane atomów węgla w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu), a rysunek II – w cząsteczkach (metanu/etenu/etynu). 2. W cząsteczce węglowodoru, której strukturę przedstawia rysunek I, (występuje/nie występuje) wiązanie typu π, dlatego węglowodór ten ulega reakcjom (substytucji/addycji) i (powoduje odbarwienie /nie powoduje odbarwienia) wody bromowej. Poprawna odpowiedź 1. etenu, metanu 2. występuje, addycji, powoduje odbarwienie Wskazówki do rozwiązania zadania Rysunek I przedstawia schemat takiego oddziaływania orbitali zhybrydyzowanych atomów węgla i orbitali 1s atomów wodoru, w którego wyniku powstają wiązania chemiczne w cząsteczce o strukturze trygonalnej (hybrydyzacja sp2), a rysunek II – w cząsteczce o strukturze tetraedrycznej (hybrydyzacja sp3). Węglowodorem I jest więc związek, w którego cząsteczkach atom węgla wykorzystuje 3 elektrony walencyjne z 3 równocennych orbitali zhybrydyzowanych na wytworzenie wiązań z 3 sąsiednimi atomami – wiązania te tworzą płaski szkielet cząsteczki. Spośród węglowodorów wymienionych w zdaniu 1. taką strukturę mają jedynie cząsteczki etenu (cząsteczki metanu mają budowę tetraedryczną, a etynu – liniową). W cząsteczkach etenu występuje wiązanie podwójne, związek ten jest więc węglowodorem nienasyconym. Rysunek II przedstawia taką strukturę, w której atom centralny tworzy 4 wiązania z innymi atomami, jest ona tetraedryczna. Spośród węglowodorów wymienionych w zdaniu 1. taką strukturę mają jedynie cząsteczki metanu, wszystkie występujące w nich wiązania są pojedyncze – metan jest związkiem nasyconym. W ten sposób możemy uzupełnić zdanie 1., wybierając w pierwszym nawiasie słowo etenu, a w drugim słowo metanu. Aby poprawnie uzupełnić zdanie 2., należy ponownie zwrócić uwagę na krotność wiązania C–C w cząsteczkach etenu i metanu. W przypadku wiązań wielokrotnych jedno wiązanie jest wiązaniem typu σ, a każde następne – wiązaniem typu π. W cząsteczce etenu między atomami węgla występuje wiązanie podwójne – 1 wiązanie σ i 1 wiązanie π, a w cząsteczce metanu występują tylko wiązania pojedyncze, a więc wiązania σ (w obu cząsteczkach wiązania C–H są wiązaniami pojedynczymi). Z rodzajem wiązań występujących w cząsteczkach związku wiążą się jego właściwości. Związki mające w cząsteczce wiązania π (związki nienasycone) są bardziej reaktywne chemicznie niż związki, w których cząsteczkach występują tylko wiązania σ (związki nasycone). Eten jest więc bardziej reaktywny niż metan. Należy przypomnieć, że dla związku nienasyconego charakterystyczne są reakcje addycji – dzięki wiązaniu π, którego obecność potwierdza się w reakcji z wodą bromową. Atomy bromu zostają przyłączone do atomów węgla po rozerwaniu wiązania π. W czasie reakcji obserwujemy, że woda bromowa odbarwia się. Wiedząc to, możemy wybrać kolejno następujące określenia: występuje, addycji, powoduje odbarwienie. Wymagania ogólne II. Rozumowanie i zastosowanie nabytej wiedzy do rozwiązywania problemów. Uczeń rozumie podstawowe pojęcia […], opisuje właściwości […] związków chemicznych, dostrzega zależność pomiędzy budową substancji a jej właściwościami […] fizycznymi […]; Wymagania szczegółowe 3. Wiązania chemiczne. Uczeń: 5) rozpoznaje typ hybrydyzacji (sp, sp2, sp3) w prostych cząsteczkach związków […] organicznych; 9. Węglowodory. Uczeń: 8) opisuje właściwości chemiczne alkenów na przykładzie reakcji: przyłączanie (addycja): […] Br2 […];
Wiązanie chemiczne wiąże ze sobą atomy. Wiązanie kowalencyjne (atomowe) polega na uwspólnieniu pary elektronowej pomiędzy atomami. Każdy pierwiastek chemiczny, o ile to możliwe, dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego w układzie okresowym gazu szlachetnego. Wiązania kowalencyjne tworzą atomy niemetali.
Zadanie Nata ; pwiązania chemiczne uzupełnij tekst: Atomy łaczą się ze sobą za pomoca elektronów ...... Dążą do uzyskania ......., gdyż jest to trwały stan elektronowy w atomie. Atomy .....nie wchodzą w reakcje chemiczne z innymi atomami, ponieważ .......... Wiązanie kowalencyjne zwane jest inaczej ........ może być ....... np. w cząsteczkach O2; Cl2 lub ....... np. w cząsteczce NH3. Atom który przestaje być elektrycznie obojętny staje się ........ Kation to ....... ,a anion to ........ Kationy i aniony przyciągają się ........ tworząc wiązanie chemiczne. Tak powstałe wiązanie jest bardzo ....... To pytanie ma już najlepszą odpowiedź, jeśli znasz lepszą możesz ją dodać sabrina13 Atomy łączą się ze sobą za pomocą elektronów walencyjnych. Dążą do uzyskania konfiguracji gazu szlachetnego (oktetu, 8 elektronów walencyjnych) gdyż jest to trwały stan elektronowy w atomie. Atomy gazów szlachetnych nie wchodzą w reakcje chemiczne z innymi atomami, ponieważ maja 8 elektronów na ostatniej powłoce. Wiązanie kowalencyjne zwane jest inaczej atomowym może być niespolaryzowane np. w cząsteczkach O2; Cl2 lub spolaryzowane np. w cząsteczce NH3. Atom który przestaje być elektrycznie obojętny staje się jonem. Kation to jon dodatni,a anion to jon ujemny. Kationy i aniony przyciągają się wzajemnie tworząc wiązanie chemiczne. Tak powstałe wiązanie jest bardzo silne. o 16:56
Na podstawie różnicy elektroujemności określ rodzaj wiązania chemicznego występującego w każdej z cząsteczek homojądrowych, o przedstawionych wzorach elektronowych.Następnie podkreśl te wzory elektronowe, które zostały zapisane poprawnie.
zapytał(a) o 15:56 Chemia - wiązania chemiczne ? Kwas siarkowy 6 + chlorek barukwas węglowy + chlorek rtęci 2kwas siarkowy 4 + chlorek miku (? nie mogłam się odczytać z własnego zeszytu...)Chodzi o to żeby policzyć takie wiem jak się to nazywa, ale tak to wygląda np. :H2S +Pb2NO13 -> PbS2+2HNO32H+S-2+Pb+++2NO3->PbS+2H++2NO3s-2+Pb+2->PB S {strzałka w dół}To chyba wiązania i jak możecie to piszcie te dwójki małe inaczej od tych dużych, bo mają być takie i takie, żebym wiedziała co gdzie ktoś? Wynagrodzę. ^^ No tak, ale moze mi ktoś to zrobić , bo nie umiem, nie mam tego w podr?Kwas siarkowy 6 + chlorek baru -> ?kwas węglowy + chlorek rtęci 2 -> ?kwas siarkowy 4 + chlorek miku -> ? Ostatnia data uzupełnienia pytania: 2010-03-24 16:05:30 To pytanie ma już najlepszą odpowiedź, jeśli znasz lepszą możesz ją dodać 1 ocena Najlepsza odp: 100%
Cz. I Materiał powtórzeniowy do sprawdzianu dla klas I LO - Wiązania chemiczne + przykładowe zadania i proponowane rozwiązania I. Elektroujemność pierwiastków i elektronowa teoria wiązań Lewisa-Kossela 1. Elektroujemność - miara zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka (w wiązaniu kowalencyjnym
Uczeń właśnie poznał budowę atomu i sposób rozmieszczania elektronów na powłokach. Potrafi ustalić liczbę elektronów walencyjnych w atomie danego pierwiastka chemicznego. I wtedy pojawiają się one – wiązania chemiczne. Prawdziwe wyzwanie nie tylko dla uczniów, lecz także dla doświadczonych pedagogów. W jaki sposób przekazać abstrakcyjną wiedzę? Omawianie wiązań chemicznych po raz pierwszy wymaga stosowania pewnych uproszczeń, wynikających z trudności zagadnienia i wciąż jeszcze ograniczonej wiedzy uczniów w wielu obszarach chemii (oraz fizyki). Nauczyciel musi balansować między treścią, jaką należy wprowadzić zgodnie z podstawą programową, a zagadnieniami rozszerzającymi, których realizacja jest zaplanowana na kolejny etap kształcenia (liceum ogólnokształcące, technikum). Pedagog, jeśli wcześniej uczył w szkole ponadgimnazjalnej, powinien zrezygnować ze swoich przyzwyczajeń. Jaki bowiem skutek może przynieść zasypanie ucznia już na samym początku nauki chemii skomplikowaną wiedzą teoretyczną o wysokim stopniu abstrakcji, dotyczącą rzeczy niewidocznych gołym okiem? J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 110. Czym dysponuje nauczyciel? Z pewnością wyobraźnią uczniów. I to właśnie do niej powinien się odwoływać. Może skorzystać na przykład z modeli do budowania cząsteczek, w których kulki łączy się krótszymi lub dłuższymi pręcikami. Uczniowie wkrótce dowiedzą się przecież, że pręciki odpowiadają kreskom, za których pomocą przedstawia się wiązania w kreskowych wzorach strukturalnych cząsteczek. Uczniom łatwiej przyswoić kreskę łączącą atomy, którą widzą we wzorach, niż zrozumieć oddziaływanie elektronów walencyjnych po dostatecznym zbliżeniu się atomów. Warto też posiłkować się uproszczonymi schematami powstawania wiązań chemicznych, odwołującymi się do różnych skojarzeń. To od nauczyciela zależy, czy sposób, w jaki uczniowie postrzegają wiązania chemiczne, będzie zgodny z prawdą naukową. Od czego zacząć? Warto skorzystać z tego, że pojęcie elektroujemności pojawiło się już w klasie siódmej szkoły podstawowej. Pozwala to na w miarę konkretne omówienie klasyfikacji wiązań chemicznych. Najlepiej od razu, na pierwszej lekcji poświęconej sposobom łączenia się atomów, wprowadzić pojęcia elektroujemności i różnicy elektroujemności jako nowego parametru, obliczanego na podstawie wartości elektroujemności, które uczeń może znaleźć w układzie okresowym pierwiastków chemicznych lub w odpowiednich tabelach. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 119. Jaką metodę zastosować? Dobrą metodą przedstawienia klucza do rozpoznania rodzaju wiązania chemicznego między atomami jest narysowanie osi, na której zaznaczymy przedziały formalne dla poszczególnych wiązań. Niezbędne punkty na osi to: 0 i 1,7. Następnie oś możemy opisać, podając rodzaj wiązania chemicznego, jego charakterystykę oraz przykłady cząsteczek lub kryształów, w których dane wiązanie występuje: wiązanie kowalencyjne pojawia się między atomami niemetali: – wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) tworzy się między dwoma jednakowymi atomami, czyli przede wszystkim w cząsteczkach homoatomowych typu X2: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Dla każdego z tych przykładów różnica elektroujemności jest równa 0, – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzy się w związkach binarnych – w cząsteczkach heteroatomowych, np.: HCl, H2O, NH3, CH4, CO2. Dla tych przykładów różnica elektroujemności jest większa od 0 i mniejsza od 1,7; wiązanie jonowe pojawia się między atomami metalu i niemetalu, np.: Na2O, KCl, MgO, LiBr. Wówczas różnica elektroujemności jest większa od ~ 1,7. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Podkreślić czy pominąć wyjątki? Niestety rzeczywistość chemiczna jest bardziej skomplikowana niż przedstawiony wykres. W przypadku każdego wiązania chemicznego spotykamy wyjątki i przykłady niepasujące do podanych kryteriów. Dlaczego tak się dzieje? Po pierwsze: granice na osi nie są ostre i jednoznaczne (szczególnie ta między wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym a wiązaniem jonowym), ale to od przykładów, na których omówimy poszczególne rodzaje wiązań, zależeć będzie użyteczność tej osi. Po drugie: niekiedy dolna granica przedziału wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego (różnica elektroujemności równa 0,4) jest klasyfikowana do wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego (atomowego). Po trzecie: wiązania traktowane jako jonowe nigdy nie są w 100% jonowe, a jedynie mają przewagę charakteru jonowego nad kowalencyjnym. Podobnie wiązania kowalencyjne spolaryzowane zawsze zawierają pewien udział wiązania jonowego. Na rzeczywisty charakter wiązania ma wpływ wiele czynników, np. polaryzowalność chmur elektronowych, zdolności polaryzacyjne jonów, gęstość pola elektrycznego wokół zrębów atomowych. W przypadku fluorowodoru HF właśnie duża gęstość pola elektrycznego wokół zrębu atomowego H, czyli w tym przypadku protonu mającego wyjątkowo małe rozmiary, powoduje, że mimo wysokiej elektroujemności fluoru dochodzi do depolaryzacji wiązania, przez co uzyskuje ono charakter wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, a nie jonowego. Jednak szczegółowe tłumaczenie tego zjawiska, wymagające wprowadzenia wielu dodatkowych pojęć, nie wydaje się na tym etapie kształcenia celowe. Jak najbardziej wskazane jest natomiast dobieranie przykładów typowych i niebudzących kontrowersji. W klasie siódmej można jednak wspomnieć, że zagadnienie wiązań chemicznych zostanie dokładniej omówione w szkole ponadpodstawowej. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 112. Które przykłady nie potwierdzają reguł? Cząsteczki siarczku węgla(IV) CS2 lub fosforowodoru PH3 są zbudowane z różnych niemetali, a jednak różnica elektroujemności jest równa 0, przez co wiązania chemiczne w nich występujące zalicza się do kowalencyjnych niespolaryzowanych. Wodorek sodu NaH, mimo różnicy elektroujemności równej 1,2, wskazującej na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, jest związkiem jonowym (metal-niemetal). Innym przypadkiem jest fluorowodór HF, w którego cząsteczce różnica elektroujemności jest równa 1,9, a jednak klasyfikujemy go do związków kowalencyjnych, a nie jonowych. Chlorek glinu AlCl3 oraz siarczek glinu Al2S3 to również przykłady związków dość problematycznych, o specyficznej budowie. Są to sole i w klasie siódmej klasyfikuje się je do związków jonowych, choć różnica elektroujemności jest w nich mniejsza od 1,7. Pamiętajmy zatem, że w naturze reguły bez żadnych wyjątków są niezmiernie rzadkie. Jak nie dać się zapędzić w kozi róg? Już od początku nauki chemii warto podkreślać, że warunkami utworzenia wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego są zerowa różnica elektroujemności i obecność jednakowych atomów w cząsteczce. Tylko wtedy bowiem wiążąca para elektronowa znajduje się dokładnie pośrodku między atomami, co odpowiada wiązaniu kowalencyjnemu niespolaryzowanemu. Gdy tylko któryś z tych warunków przestaje być spełniany, para wiążąca przesuwa się bliżej jednego z dwóch atomów i wiązanie można zaliczyć do spolaryzowanych. Zatem przedział elektroujemności odpowiadający wiązaniu spolaryzowanemu nie wynosi <0,4–~1,7 (lewa granica przedziału z włączeniem wartości 0,4), a 0–~1,7 (lewa granica przedziału bez wartości zerowej). Niezerowa różnica elektroujemności powoduje przesunięcie wiążącej pary elektronowej w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Jeśli łączące się atomy są atomami różnych pierwiastków, to znaczy, że mają różne promienie kowalencyjne, nawet jeśli ich elektroujemności w skali Paulinga są jednakowe. W rezultacie wiążąca para elektronowa nie znajdzie się dokładnie pośrodku długości wiązania, co oznacza, że wiązanie będzie spolaryzowane. Sytuacja przypomina tu rachunek prawdopodobieństwa – można powiedzieć, że wydarzenie jest niemożliwe tylko wtedy, gdy jego prawdopodobieństwo jest równe dokładnie zeru. Gdy jest niezerowe, to choćby znikome, nie można stwierdzić, że to wydarzenie jest niemożliwe. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Co mieć na względzie? Warto także pamiętać, że skala Paulinga nie jest jedyną skalą elektroujemności. Na przykład w skali Allreda-Rochowa wodór i fosfor nie mają jednakowej wartości elektroujemności! Zatem z punktu widzenia skali Allreda-Rochowa wiązanie kowalencyjne w cząsteczce fosforowodoru PH3 nie może być niespolaryzowane, ponieważ różnica elektroujemności jest równa 0,1. Jak wygląda typowe zadanie? Treść typowego zadania dotyczącego sposobu łączenia się atomów może być następująca: Ustal rodzaj wiązania chemicznego w substancjach o wzorach: a) Cl2, b) HBr, c) K2O. Rozwiązanie: a) Cl2 jest cząsteczką homoatomową zbudowaną z dwóch atomów niemetalu. Różnica elektroujemności jest równa 0, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe). b) HBr jest cząsteczką heteroatomową złożoną z dwóch atomów niemetali. EH = 2,1, EBr = 2,8, różnica elektroujemności wynosi 2,8 – 2,1 = 0,7, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. c) K2O składa się z metalu i niemetalu. EK = 0,9, EO = 3,5, różnica elektroujemności wynosi 3,5 – 0,9 = 2,6, zatem w K2O występuje wiązanie jonowe. Kiedy omówić krotność wiązań? W pierwszej kolejności należy pomóc uczniom w rozpoznaniu rodzaju wiązania między atomami, zaś w drugiej – ustalić z nimi krotność wiązania oraz obecność wolnych par elektronowych, czyli zapisać wzór elektronowy. Po wprowadzeniu reguł dubletu oraz oktetu elektronowego (jako reguł najbliższego helowca z trwałą konfiguracją elektronową; reguły te obowiązują pierwiastki chemiczne do fosforu) trzeba umiejętnie dobrać przykłady substancji. Związki binarne pozwolą uniknąć kłopotliwych pytań (uczniowie nie znają jeszcze kwasów, które dopiero będą omawiane później). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 113 i 114. Jak dobrać przykłady cząsteczek z wiązaniami wielokrotnymi? Przykłady cząsteczek z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym o różnej krotności to: – cząsteczka wodoru (w której atomy uzyskują dublet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze) i cząsteczka fluorowca (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze; dodatkowo jest to okazja do wprowadzenia pojęcia wolnych par elektronowych), – cząsteczka siarki (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie podwójne; tu również pojawi się pojęcie wolnych par elektronowych), – cząsteczka azotu (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie potrójne, także i tu pojawi się kwestia wolnych par elektronowych). Po omówieniu podstaw można przejść do podania przykładów cząsteczek z kilkoma wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi o różnej krotności: – z jednym wiązaniem pojedynczym – np. HCl lub HBr, – z dwoma wiązaniami pojedynczymi – np. H2O lub SCl2, – z trzema wiązaniami pojedynczymi – np. NH3 lub NF3, – z wiązaniami podwójnymi – CO2 (wyjaśnienie tego przypadku można połączyć ze wskazaniem przesunięcia wspólnej pary elektronowej jako elementu charakterystycznego wiązań spolaryzowanych; następstwem tego przesunięcia jest pojawienie się w cząsteczce biegunów dodatniego i ujemnego, a zatem powstanie dipola). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 130. Czego nie robić? Zdecydowanie należy unikać zapisywania wzorów kreskowych związków chemicznych uznanych za jonowe, takich jak np. Na2O, CaO, gdyż związki jonowe nie występują w postaci cząsteczek. Oczywiście dotyczy to również soli. W postaci wzorów kreskowych można przedstawiać cząsteczki związków kowalencyjnych, pamiętając jednak o tym, by unikać cząsteczek z wiązaniami powstającymi w mechanizmie donorowo-akceptorowym (wiązania koordynacyjne obecne w SO2, SO3, NO, NO2, CO), gdyż nie uwzględniono ich w podstawie programowej dla szkoły podstawowej.
Opis wiązania chemicznego w ujęciu teorii orbitali molekularnych opiera się na założeniu, że wiązanie chemiczne powstaje w wyniku nakładania się zewnętrznych orbitali atomów tworzących cząsteczkę, co powoduje zwiększenie gęstości elektronowej między zrębami atomowymi. W teorii orbitali molekularnych zakłada się, że
Wiązania chemiczne to oddziaływania pomiędzy atomami pierwiastków, prowadzące do bardziej lub mniej trwałego ich połączenia. W tworzeniu wiązań chemicznych uczestniczą elektrony walencyjne pierwiastków. W zależności od rodzaju wiązania elektrony mogą być uwspólniane, oddane i przyjmowane przez poszczególne atomy. „Chęć” atomów do uwspólniania lub wręcz oddawania swoich elektronów wynika z ich dążenia do osiągnięcia jak najtrwalszej konfiguracji elektronowej tj. takiej o najmniejszej energii. Najtrwalszymi konfiguracjami są dublet helowy oraz oktety pozostałych gazów szlachetnych, które posiadają odpowiednio dwa lub osiem elektronów walencyjnych. Tak więc każdy pierwiastek dąży do uzyskania konfiguracji najbliższego mu pierwiastka grupy 18 i w zależności od położenia w układzie okresowym chętniej oddaje lub przyjmuje elektrony. Cechą, która w dobry sposób obrazuje „chęć” lub „niechęć” danego pierwiastka do przyjmowania lub oddawania elektronów jest elektroujemność – definiuje ona, jak silnie atomy „przyciągają” elektrony. Im wyższa elektroujemność tych przyciąganie to jest silniejsze. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a najmniej frans. W zależności od wielkości różnicy pomiędzy elektroujemnościami pierwiastków tworzącymi wiązanie chemiczne powstają połączenia: kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane lub jonowe. Wiązania jonowe tworzone są gdy różnica elektroujemności między pierwiastkami jest z reguły większa lub równa 1,7 w skali Paulinga. Oddziaływania jonowe powstają przez przekazanie elektronu (lub elektronów) z pierwiastka mniej elektroujemnego na pierwiastek bardziej elektroujemny. Skutkuje to powstaniem kolejno jonu dodatniego (kationu) i ujemnego (anionu) – wiązania te mają więc charakter elektrostatyczny. Aby zaznaczyć, że pomiędzy danymi pierwiastkami występuje wiązanie jonowe, należy użyć poniższego zapisu: A+ B- Pod wpływem rozpuszczalnika polarnego (np. wody) związki o budowie jonowej ulegają dysocjacji elektrolitycznej tj. rozpadowi cząstek na jony. Wiązania kowalencyjne powstają dzięki uwspólnieniu elektronu lub elektronów pomiędzy tworzącymi wiązanie atomami. Nie dochodzi tutaj do całkowitego przeniesienia elektronu, a jedynie nałożenia się zewnętrznych orbitali dwóch atomów. W zależności od wielkości różnicy elektroujemności pomiędzy atomami wyróżnia się wiązania kowalencyjne niespolaryzowane i spolaryzowane. Wiązania kowalencyjne niespolaryzowane występują pomiędzy atomami tego samego pierwiastka (np. w cząsteczkach gazów H2, N2, S2) lub pierwiastków o zbliżonej elektroujemności (gdy ich różnica mieści się w przedziale 0 do 0,4 w skali Paulinga) pomiędzy atomami węgla i wodoru w związkach organicznych. Związki posiadające wiązania niespolaryzowane cechuje dobra rozpuszczalność w rozpuszczalnikach niepolarnych natomiast słaba w polarnych. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane występują pomiędzy atomami pierwiastków, których różnica elektroujemności znajduje się w zakresie od 0,4 do 1,7 w skali Paulinga. W przypadku wiązań spolaryzowanych powstała na drodze nachodzenia się orbitali atomowych para (lub pary) elektronów przesunięta jest ku atomowi o wyższej elektroujemności. Przesunięcie jest tym większe, im większa jest różnica pomiędzy elektroujemnościami pierwiastków. Ze względu na występujące przesunięcie ładunków (w postaci elektronów) na atomach cząsteczki powstają cząstkowe ładunki elektryczne – ujemny na atomie bardziej elektroujemnym i dodatni na atomie mniej elektroujemnym. Sprawia to, że cząsteczka przybiera postać dipolu elektrycznego. Wiązania kowalencyjne niespolaryzowane oraz spolaryzowane zapisuje się za pomocą poziomej kreski: A – B Warto również pamiętać, że granica pomiędzy wiązaniami kowalencyjnymi a jonowymi nie jest jasno ustalona i ma bardziej charakter płynnego przejścia pomiędzy jednym a drugim typem wiązań. W większości przypadków podczas tworzenia się wiązań kowalencyjnych każdy z atomów uwspólnia po tyle samo atomów (po jednym, po trzy itd.), tak że w każdej powstałej parze elektronów jeden pochodzi od atomu A, a drugi od atomu B. Zdarza się jednak, że uwspólniona para (pary) elektronów pochodzą tylko od jednego atomu – taki rodzaj wiązań nazywany jest koordynacyjnym. Wiązania koordynacyjne zapisuje się przy użyciu strzałki, której grot skierowany jest do atomu przyjmującego dwa elektrony: A → B Wyjątkowym typem połączeń pomiędzy atomami są wiązania metaliczne. Jak sama nazwa wskazuje, występują one pomiędzy atomami metali. Tworzone są na skutek oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy dodatnio naładowanymi jądrami atomów metali a ujemnymi elektronami walencyjnymi występującymi w strukturze metalu w formie chmury zdelokalizowanych elektronów. Charakter wiązania ma bezpośredni wpływ na właściwości metali tj. ich wysokie temperatury wrzenia oraz topnienia, dobrej przewodności elektrycznej czy kowalności. Wartym wspomnienia są również wiązania wodorowe, chociaż oficjalnie nie są zaliczane do wiązań chemicznych. Są rodzajem oddziaływań elektrostatycznych pomiędzy atomem wodoru a atomem silnie elektroujemnego pierwiastka, posiadającego wolne pary elektronów takich jak tlen czy azot. Wiązania wodorowe są najczęściej oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i mają charakter stabilizujący, np. wpływają na właściwości reologiczne wody oraz usztywniają struktury białek. Graficznie przedstawia się je w formie linii przerywanej: A – H --- Y – B
Chociaż każde wyrażenie cytujące liczbę i rodzaj atomów jest wzorem chemicznym, istnieją różne rodzaje wzorów, w tym wzory molekularne, empiryczne, struktury i skondensowane wzory chemiczne. Znany również jako „prawdziwy wzór”, wzór cząsteczkowy określa rzeczywistą liczbę atomów pierwiastków w pojedynczej cząsteczce.
Wiązania Chemiczne Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej. Wiązania wielokrotne i pojedyncze Do utworzenia typowego wiązania chemicznego potrzeba minimum dwóch elektronów, zwykle po jednym z każdego łączącego się atomu. Wiązanie, które tworzą dwa elektrony nazywa się wiązaniem pojedyczym. Gdy uczestniczących elektronów jest 4, mamy do czynienia z wiązaniem podwójnym, które jednak w istocie jest dwoma różnymi wiązaniami łączącymi te same atomy. Gdy dzielonych elektronów jest 6, mamy do czynienia z wiązaniem potrójnym. Wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne występują dość powszechnie. Dużo mniej często spotykane są wiązania o większej krotności, niemniej istnieje kilkaset związków w których występują wiązania poczwórne oraz są też pierwsze doniesienia naukowe o istnieniu wiązań sześciokrotnych. Delokalizacja wiązań Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Delokalizacja ta może przybierać albo formę rezonansu chemicznego tak jak to ma miejsce w np: związkach aromatycznych lub formę pasm orbitalowych - występujących zwłaszcza w kryształach metali (tzw. wiązanie metaliczne) ale również w niektórych rodzajach polimerów oraz sprzężonych dienów. Występowanie pasm zdelokalizowanych orbitali umożliwia powstanie pasm przewodnictwa, które nadają materiałom cechy przewodników elektrycznych. Podział wiązań ze względu na ich naturę Podział wiązań ze wględu na ich naturę wynika z odpowiedzi na pytanie, które w uporszczeniu brzmi: Gdzie znajdują się elektrony uwspólnianie w ramach tych wiązań? Podział ten jest bardzo nieostry, często dyskusyjny w przypadku wielu związków chemicznych i silnie zależy od przyjętych kryteriów, które są również często dyskutowane i powoli ewoluują. Dokładną naturę wiązań bada się złożonymi metodami fizykochemicznymi, takimi jak np. rentgenografia strukturalna, ESR, NMR, które umożliwiają tworzenie "map" gęstości elektronowej występującej wokół jąder atomów tworzących związki chemiczne. Ze względu na to, że wiązania chemiczne są w istocie zjwiskami kwantowymi pełen opis ich natury i odmian jest możliwy dopiero na poziomie opisu mechaniki kwantowej. Wiązanie atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane) Wiązanie atomowe powstaje między dwoma, jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami wodoru) lub atomami pierwiastków o róźnicy elektroujemności mniejszej od Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - nie wykazujące nierównosci w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemnosci jest większa od ale mniejsza od 1,7. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własnosci dipolowe). Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi. Wiązania koordynacyjne mając często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formanie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności których zwykłe wiązania kowalencyjne nigdy nie mogły by mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np te występujące w Pi kompleksach. Wiązanie jonowe Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej. Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Np: we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany. Wiązanie wodorowe Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa slabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom. Oddziaływania międzycząsteczkowe Oddziaływania międzycząsteczkowe to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. Np: wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe. Tworzeniem się tego rodzaju konglomeratów powiązanych rozmaitymi oddziaływania międzycząsteczkowymi zajmuje się chemia supramolekularna.
MoV5NgA. 206 57 126 394 40 455 81 98 360
wiązania chemiczne przykłady i rozwiązania
