Ściąga z chemii: wiązania, trendy okresowe i hybrydyzacja

Przedmiot: Chemia

Dodane: dzisiaj o 11:48

ŚCIĄGA Z CHEMII ROZSZERZONEJ – WIĄZANIA, WŁAŚCIWOŚCI OKRESOWE, HYBRYDYZACJA, KRYSZTAŁY

1. WIĄZANIA CHEMICZNE – PODZIAŁ Wiązanie chemiczne = sposób łączenia atomów przez elektrony walencyjne.

A. WIĄZANIE JONOWE • powstaje przez oddanie i przyjęcie elektronów • tworzą się jony: kation (+) i anion (−) • między jonami działa przyciąganie elektrostatyczne • zwykle: metal + niemetal • duża różnica elektroujemności

Gdzie występuje: • sole, np. NaCl, KBr, MgO, CaF2

Właściwości: • wysokie temperatury topnienia i wrzenia • twarde, kruche • przewodzą prąd po stopieniu i w roztworze • często dobrze rozpuszczalne w wodzie

B. WIĄZANIE KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE • wspólna para elektronowa • atomy podobnie przyciągają elektrony • mała lub zerowa różnica elektroujemności • zwykle między takimi samymi atomami niemetali

Gdzie: • H2, Cl2, O2, N2

C. WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE • wspólna para elektronowa • para przesunięta w stronę bardziej elektroujemnego atomu • między różnymi niemetalami • powstają ładunki cząstkowe: δ+ i δ−

Gdzie: • HCl, H2O, NH3, HF

Kto „ściąga” elektrony: • bardziej elektroujemny atom

D. WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (DONOROWO-AKCEPTOROWE) • odmiana wiązania kowalencyjnego • obie elektrony we wspólnej parze pochodzą od jednego atomu • donor = atom dający wolną parę elektronową • akceptor = atom przyjmujący tę parę, musi mieć wolny orbital

Jak rozpoznawać / robić: 1. szukasz atomu z wolną parą elektronową, np. N, O, Cl 2. szukasz jonu/atomu z niedoborem elektronów lub pustym orbitalem, np. H+, BF3, AlCl3, kationy metali 3. zaznaczasz strzałką od donora do akceptora

Przykłady: • NH3 + H+ → NH4+ • H2O + H+ → H3O+ • BF3 + NH3 • kompleksy metali, np. [Cu(H2O)6]2+, [Ag(NH3)2]+

Uwaga: • po utworzeniu wiązania koordynacyjnego zwykle nie odróżnia się go od zwykłego kowalencyjnego

E. WIĄZANIE METALICZNE • między atomami metali • kationy metalu są zanurzone w „chmurze” zdelokalizowanych elektronów • elektrony mogą się przemieszczać po całym krysztale

Właściwości: • dobre przewodnictwo prądu i ciepła • kowalność i ciągliwość • połysk metaliczny • zwykle wysokie temperatury topnienia

Gdzie: • metale i stopy, np. Fe, Cu, Al, mosiądz, stal

2. ODDZIAŁYWANIA MIĘDZYCZĄSTECZKOWE To nie są wiązania wewnątrz cząsteczki, ale między cząsteczkami.

A. SIŁY VAN DER WAALSA • dipol–dipol • dipol–dipol indukowany • dyspersyjne (Londona) Im silniejsze, tym wyższe T wrzenia/topnienia.

B. WIĄZANIE WODOROWE • gdy H jest związany z F, O lub N • między Hδ+ jednej cząsteczki a wolną parą F/O/N drugiej

Gdzie: • H2O, HF, NH3, alkohole, kwasy karboksylowe

Skutki: • wysoka temperatura wrzenia • dobra rozpuszczalność w wodzie • anomalia wody

3. WŁAŚCIWOŚCI OKRESOWE – NAJWAŻNIEJSZE TRENDY

A. ŁADUNEK JĄDRA • zależy od liczby protonów • rośnie w okresie od lewej do prawej • rośnie w grupie z góry w dół • im większy ładunek jądra, tym silniej jądro przyciąga elektrony

B. LICZBA POWŁOK ELEKTRONOWYCH • równa numerowi okresu • w grupie rośnie z góry w dół • w okresie jest taka sama

C. LICZBA ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH • dla pierwiastków głównych odpowiada numerowi grupy • w okresie rośnie od lewej do prawej • w grupie jest taka sama

4. PROMIEŃ ATOMOWY Definicja: • umowna miara wielkości atomu

Trend: • w grupie rośnie w dół • w okresie maleje w prawo

Dlaczego: • w dół grupy przybywa powłok → atom większy • w okresie rośnie ładunek jądra, liczba powłok ta sama → elektrony mocniej przyciągane

Największe atomy: • lewy dół układu okresowego

Najmniejsze: • prawy górny róg (bez gazów szlachetnych jako wyjątek w niektórych porównaniach)

5. ENERGIA JONIZACJI Definicja: • energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu w stanie gazowym

I energia jonizacji: A(g) → A+(g) + e−

Kolejne energie jonizacji: • zawsze rosną • po oderwaniu wszystkich elektronów walencyjnych następuje duży skok, bo odrywa się elektron z niższej powłoki

Trend: • w okresie rośnie w prawo • w grupie maleje w dół

Dlaczego: • w prawo: większy ładunek jądra, mniejszy promień → trudniej oderwać elektron • w dół: więcej powłok, większa odległość elektronu od jądra → łatwiej oderwać

Najniższa: • metale alkaliczne

Najwyższa: • gazy szlachetne

Znaczenie: • mała energia jonizacji → atom łatwo oddaje elektrony, metaliczny charakter • duża energia jonizacji → atom trudno jonizować

6. ELEKTROUJEMNOŚĆ Definicja: • zdolność atomu w cząsteczce do przyciągania wspólnej pary elektronowej

Trend: • w okresie rośnie w prawo • w grupie maleje w dół

Największa: • fluor

Najmniejsza: • metale z lewego dołu układu

Zastosowanie: • im większa różnica elektroujemności, tym wiązanie bardziej polarne • bardzo duża różnica → często wiązanie jonowe

7. POWINOWACTWO ELEKTRONOWE Definicja: • efekt energetyczny przyłączenia elektronu do atomu w stanie gazowym

A(g) + e− → A−(g)

Ogólnie: • zwykle w okresie rośnie w prawo • zwykle w grupie maleje w dół • największe mają niemetale, szczególnie halogeny

Uwaga: • są wyjątki, więc to trend mniej regularny niż energia jonizacji

Sens: • im większa skłonność do przyjęcia elektronu, tym łatwiej atom tworzy anion

8. CHARAKTER METALICZNY I NIEMETALICZNY Charakter metaliczny: • rośnie w dół grupy • maleje w prawo w okresie

Metale: • chętnie oddają elektrony • mała elektroujemność • mała energia jonizacji

Niemetale: • chętnie przyjmują elektrony lub silnie przyciągają wspólne • duża elektroujemność • duża energia jonizacji

9. KRYSZTAŁY – RODZAJE A. KRYSZTAŁY JONOWE • w węzłach sieci są jony • np. NaCl, MgO Cechy: • twarde, kruche • wysokie T topnienia • przewodzą po stopieniu i w roztworze

B. KRYSZTAŁY ATOMOWE (KOWALENCYJNE SIECIOWE) • atomy połączone siecią wiązań kowalencyjnych • np. diament, SiO2, SiC Cechy: • bardzo twarde • bardzo wysokie T topnienia • zwykle nie przewodzą Wyjątek: • grafit przewodzi, bo ma elektrony zdelokalizowane w warstwach

C. KRYSZTAŁY METALICZNE • węzły: kationy metalu + elektrony zdelokalizowane • np. Fe, Cu, Al Cechy: • przewodzą prąd • kowalne, ciągliwe • połysk

D. KRYSZTAŁY MOLEKULARNE • w węzłach są cząsteczki • między nimi słabe oddziaływania • np. I2, CO2(suchy lód), lód Cechy: • niskie T topnienia i wrzenia • miękkie • zwykle nie przewodzą prądu

10. HYBRYDYZACJA ORBITALI To mieszanie orbitali atomowych tego samego atomu, prowadzące do powstania orbitali hybrydowych.

A. sp • 2 orbitale hybrydowe • geometria liniowa • kąt 180° • 2 obszary elektronowe

Przykłady: • BeCl2 • CO2 (na atomie C) • C2H2 – atomy C

B. sp2 • 3 orbitale hybrydowe • geometria trygonalna płaska • kąt 120° • 3 obszary elektronowe

Przykłady: • BF3 • SO3 • C2H4 – atomy C

C. sp3 • 4 orbitale hybrydowe • geometria tetraedryczna • kąt 109,5° • 4 obszary elektronowe

Przykłady: • CH4

Gdy są wolne pary: • NH3 → piramida trygonalna • H2O → kątowa

D. sp3d • 5 obszarów elektronowych • bipiramida trygonalna

Przykłady: • PCl5

E. sp3d2 • 6 obszarów elektronowych • oktaedr

Przykłady: • SF6

11. GEOMETRIA CZĄSTECZEK – SZYBKI SCHEMAT VSEPR Liczymy liczbę obszarów elektronowych wokół atomu centralnego: • wiązanie pojedyncze = 1 • wiązanie podwójne = 1 • wiązanie potrójne = 1 • wolna para = 1

2 obszary: • liniowa, 180° • np. CO2, BeCl2

3 obszary: • trygonalna płaska, 120° • np. BF3 • 2 wiązania + 1 wolna para → kątowa

4 obszary: • tetraedryczna, 109,5° • np. CH4 • 3 wiązania + 1 wolna para → piramida trygonalna, np. NH3 • 2 wiązania + 2 wolne pary → kątowa, np. H2O

5 obszarów: • bipiramida trygonalna • np. PCl5

6 obszarów: • oktaedryczna • np. SF6

Zasada: • wolne pary bardziej odpychają niż pary wiążące • dlatego zmniejszają kąty wiązań

12. JAK ODRÓŻNIĆ RODZAJ WIĄZANIA • metal + niemetal → zwykle jonowe • niemetal + niemetal → kowalencyjne • taki sam niemetal + taki sam niemetal → niespolaryzowane • różne niemetale → spolaryzowane • metal + metal → metaliczne • donor wolnej pary + akceptor → koordynacyjne

13. MINI TABELA TRENDÓW

W OKRESIE (→): • ładunek jądra: rośnie • liczba powłok: stała • promień atomowy: maleje • energia jonizacji: rośnie • elektroujemność: rośnie • powinowactwo elektronowe: zwykle rośnie • charakter metaliczny: maleje

W GRUPIE (↓): • ładunek jądra: rośnie • liczba powłok: rośnie • promień atomowy: rośnie • energia jonizacji: maleje • elektroujemność: maleje • powinowactwo elektronowe: zwykle maleje • charakter metaliczny: rośnie

14. NAJBARDZIEJ PRAKTYCZNE SKOJARZENIA • mały atom + duży ładunek jądra → mocno trzyma elektrony • duży atom + dużo powłok → łatwiej oddaje elektrony • fluor = najwyższa elektroujemność • litowce = niska energia jonizacji • halogeny = chętnie przyjmują elektrony • gazy szlachetne = bardzo trwałe konfiguracje

15. BŁYSKAWICZNE PRZYKŁADY • NaCl – jonowe, kryształ jonowy • HCl – kowalencyjne spolaryzowane • Cl2 – kowalencyjne niespolaryzowane • NH4+ – jedno wiązanie koordynacyjne przy tworzeniu • Cu – metaliczne, kryształ metaliczny • diament – kryształ atomowy • suchy lód CO2 – kryształ molekularny • CH4 – sp3, tetraedr • NH3 – sp3, piramida trygonalna • H2O – sp3, kątowa • BF3 – sp2, trygonalna płaska • CO2 – sp, liniowa

16. NA SZYBKO PRZED SPRAWDZIANEM • w prawo w okresie: atom maleje, EN rośnie, EJ rośnie • w dół grupy: atom rośnie, EN maleje, EJ maleje • koordynacyjne: jedna strona daje obie elektrony • metaliczne: kationy + „gaz elektronowy” • kryształ jonowy = jony, atomowy = sieć kowalencyjna, molekularny = cząsteczki, metaliczny = metale • hybrydyzacja: sp = liniowa sp2 = trójkąt płaski sp3 = tetraedr sp3d = bipiramida sp3d2 = oktaedr

To jest zestaw najważniejszych rzeczy, które najczęściej wpadają na sprawdzianie z działu o wiązaniach i właściwościach okresowych.