material_powtorzeniowy_do_sprawdzianu_dla_klas_i_lo (2)

Dokument: pdf (428.4 KB)
  • 9 stron
Opublikowany 2016-12-14 14:30:40

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) - elektroujemność określona jest liczbowo w skali Paulinga na podstawie energii wiązań między atomami - niska elektroujemność cechuje metale - najsłabiej przyciągają elektrony czyli i łatwo je oddają, są pierwiastkami elektrododatnimi - natomiast wysoka elektroujemność jest cechą niemetali, przyciągają elektrony najmocniej, mogą być pierwiastkami zarówno elektrododatnimi, jak i elektroujemnymi, - rozkład elektroujemności pierwiastków w u.o.p. chem.  W grupach elektroujemność pierwiastków maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej Z pierwiastka,  W okresach elektroujemność pierwiastków rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej Z pierwiastka  Najmniejszą elektroujemność posiadają pierwiastki lewego dolnego rogu u.o.p (cez - 0,7)  Największa elektroujemność posiadają pierwiastki prawego górnego rogu u.o.p (fluor - 4,0, jest zawsze pierwiastkiem elektroujemnym) 2. Elektronowa teoria wiązań chemicznych - atomy pierwiastków łącząc się w cząsteczki (molekuły) homoatomowe lub heteroatomowe dążą do osiągnięcia na powłoce walencyjnej (zewnętrznej) dubletu lub oktetu elektronowego, czyli konfiguracji elektronowej najbliższego sobie helowca, która jest konfiguracją najbardziej stabilną i o najniższym stanie energii (atomy helowców występują w postaci atomowej i poza określonymi przypadkami nie tworzą cząsteczek homoatomowych, czy też heteroatomowych). Atomy pierwiastków mogą osiągnąć konfigurację najbliższego helowca poprzez:  Uwspólnienie pary lub par elektronowych  Uwspólninie pary lub par elektronowych z przesunięciem ich w kierunku jądra atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego  Oddanie elektronów (zanik zewnętrznej powłoki - powłoka wewnętrzna staje się powłoka walencyjną i atom przekształca się jon dodatni - kation)  Pobranie elektronów i uzupełnienie powłoki walencyjnej do dubletu lub oktetu elektronowego (atom przekształca się w jon ujemny anion)  Przekazanie pary lub par elektronowych przez atom jednego pierwiastka(elektronodonor) na atom drugiego pierwiastka (elektronoakceptor) 3. Wiązanie chemiczne - oddziaływanie miedzy elektronami (głównie walencyjnymi) i jądrami poszczególnych pierwiastków, prowadzące do powstania złożonych ugrupowań chemicznych (cząsteczek związku chemicznego, cząsteczek pierwiastka, kryształu jonowego, asocjatów, kryształów metali. II. Klasyfikacja wiązań chemicznych III. Orbitale molekularne (cząsteczkowe) - wiązania sigma - σ i wiązania pi - π 1. Wiązania sigma powstają w wyniku zbliżenia się i nałożenia czołowego orbitali atomowych obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu, w zależności od nakładających się orbitali wyróżnia się następujące orbitale molekularne:  s - s,  s - p ,  px - px 2. Wiązania pi powstają w wyniku zbliżenia się i nałożenia się bocznego orbitali atomowych obsadzonych niesparowanymi elektronami o przeciwnej orientacji spinu, w zależności o nakładających się orbitali wyróżnia się następujące orbitale molekularne:  py - py,  pz - pz Wiązania chemiczne W aspekcie różnicy elektroujemności ∆E (bezwzględna wartość) na każdym wiązani Koordynacyjne Wodorowe Metaliczne Oddziaływania międzycząsteczkowe - siły van der Vaalsa Kowalencyjne (atomowe) ∆E < 0,4 Kowalencyjne spolaryzowane 0,4≤ ∆E ≤ 1,7 Jonowe ∆E > 1,7 Podział wiązań ze względu na ich wielokrotność Pojedyncze - jest zawsze wiązaniem typu sigma (σ) Podwójne - pierwsze wiązanie jest wiązaniem sigma (σ), drugie wiązanie jest wiązaniem tupu pi (π) Potrójne - pierwsze wiązanie jest wiązaniem sigma (σ), dwa następnie są wiązaniami typu pi (π) 3. Graficzne przedstawienie wiązań dla wybranych cząsteczek homoatomowych: Zad.1 Przedstaw graficznie w systemie klatkowo-strzałkowym i kropkowym wiązanie w cząsteczce F2: określ wielokrotność wiązania, wskaż helowiec, którego konfigurację elektronową osiągnęły atomy F w cząsteczce F2 Rozwiązanie: - ∆E = 4,0 - 4,0 = 0 < 0,4 (wiązanie kowalencyjne pojedyncze) - konfiguracja elektronowa atomu fluoru i elektrony walencyjne 1s2 2s2 2p5 - najbliższym helowcem dla at. F jest Ne, który na powłoce walencyjnej ma 8 elektronów (oktet elektronowy), tj o 1 elektron więcj niż at. F, - do osiągnięcia oktetu elektronowego i konfiguracji Ne atom F potrzebuje 1 elektron, 1s2 1s2 2s2 2p5 2s2 2p5 σ - wiązanie kowalencyjne pojedyncze (sigma) , powstaje przez uwspólnienie jednej pary elektronowej, która jest użytkowana przez oba atomy fluoru w cząsteczce F2, każdy z atomów osiągnął oktet elektronowy na powłoce walencyjnej i konfigurację Ne. - system kropkowy (elektronowy) : elektrony sparowane, · elektron niesparowany | F· + F |  | F ·· F |  | F - F | Zad. 2 Przedstaw graficznie w systemie klatkowo-strzałkowym i kropkowym wiązania w cząsteczce O2...

Komentarze do: material_powtorzeniowy_do_sprawdzianu_dla_klas_i_lo (2) • 0