Nieorganiczna w zarysie: wiązania cz. II, geometria cząsteczki

Wiązania jonowe - powstają, gdy różnica elektroujemności między atomami metali, a niemetali wynosi więcej niż 1,7. Bardziej elektroujemny atom pobiera elektrony i staje się anionem, zaś ten drugi oddaje i staje się kationem. Substancje o wiązaniach jonowych mają wysokie temperatury topnienia, są dobrze rozpuszczalne w H2O. Wiązanie jonowe w tlenkach metali czy wodorotlenkach zwiększa charakter zasadowy. Substancje jonowe, to sole, wodorotlenki, tlenki metali, wodorki litowców i berylowców (z wyjątkiem berylu i magnezu).

Zwróć uwagę:
-tlenki niemetali i wodorki niemetali mają wiązania kow. spolaryzowane
-tlenki metali i wodorotlenki I i II grupy mają wiązania jonowe
-tlenki, wodorotlenki metali bloku d maja wiązania kowalencyjne i jonowe

Kryształy jonowe:

-sieć jonowa bardzo trwała, nie przewodzą prądu w stanie stałym, lecz dopiero po dysocjacji w roztworze wodnym lub stopione
-kruche, twarde wysoka temp. topnienia
-rozp. się w H2O (w rozpuszczalnikach polarnych)


Wiązanie metaliczne - gaz elektronowy pomiędzy siecią krystaliczną kationów metali, a elektronami zdelokalizowanymi. Metal jako całość jest elektrycznie obojętny.

Kryształy metaliczne:

-zręb(rdzeń), to jądro i elektrony niewalencyjne
-gaz elektronowy, to elektrony walencyjne
-dobrze przewodzą prąd i ciepło, przy czym wraz ze wzrostem temperatury przewodnictwo maleje (lepiej przewodzą na zimno)
-wysokie temperatury topnienia
-mają połysk, są kowalne, ciągliwe
-metale bloku s,d, GLIN

Oddziaływania Van der Waalsa - to słabe oddziaływania międzycząsteczkowe w cząsteczkach niepolarnych.

Uwaga na maturze bardzo często pojawiają się pytania o wiązania wodorowe!

Wiązania wodorowe (sieci wodorowe) - tworzą się między atomem wodoru, a silnie elektroujemnym atomem (np. O, N, F) sąsiedniej cząsteczki. Im większa jest różnica elektroujemności tym silniejsze jest wiązanie. Wiązania wodorowe dotyczą cieczy i ciał stałych, nie występują one w gazach.
Powodują wzrost temperatury wrzenia, topnienia i krzepnięcia. Decydują o rozpuszczalności i lotności, gdyż związki takie mogą ulegać asocjacji. Wiązania wodorowe możemy spotkać w przypadku np. alkoholi, kwasów karboksylowych, ciekłego NH3, kwasu HF, białek struktura II rzędowa, wodzie. 
H2S nie tworzy wiązań wodorowych, ale H2O tworzy. Wiązania wodorowe są charakterystyczne dla połączeń: O-H. N-H, F-H. Para elektronowa tlenu/ azotu/fluorowca oddziałuje z dodatnio naładowanym jądrem wodoru drugiej cząsteczki.
Jeśli w jakimś związku występują atomy tlenu lub azotu (również w przypadku fluorowodoru) oraz związek ten zawiera atomy wodoru, które są związane z atomami tlenu lub azotu, to cząsteczki tego związku będą tworzyły - wiązania wodorowe!

Matura maj 2011

Zad. 3

Pomiędzy cząsteczkami, w których obecne są atomy wodoru związane bezpośrednio z silnie elektroujemnymi atomami niemetalu (fluoru, tlenu, azotu), tworzą się wiązania wodorowe mające wpływ na właściwości fizyczne związku.
a) Spośród związków o wzorach:
CH₃OH, CH₃COCH₃, CH₃F, CH₃NH₂, CH₃CH₃, CH₃Cl
wybierz i napisz wzory tych, których cząsteczki tworzą wiązania wodorowe.
Wiązania wodorowe utrudniają przejście związku w stan gazowy, ponieważ powodują asocjację cząsteczek – łączenie się ich w większe agregaty. Wiązania te są tym silniejsze, im bardziej lektroujemny jest atom niemetalu będący donorem pary elektronowej. 

b) Uszereguj związki o wzorach: CH₃CH₃, CH₃NH₂, CH₃OH
zgodnie ze wzrastającą lotnością (od najmniejszej do największej). 

 Odp. a) CH₃OH i CH₃NH_{2
             b) CH3OH > CH3NH2 < CH3CH3.}




*******************************************************************************

Lotność substancji - związek chemiczny jest lotny, gdy przeważają w nim wiązania kowalencyjne. W postaci elementarnej dużą prężność pary wykazują: brom, jod, siarka i rtęć. Lotne są związki pierwiastków z wodorem (np. AsH3, SbH3, H2S, H2Se), z tlenem (np. 0s04, Mn207, C02, S02), z halogenkami (np. BF3, SiF4, Cr02Cl2, ASC13). Lotność wzrasta wraz ze spadkiem temperatury wrzenia - na przykład alkohol etylowy jest bardziej lotny niż woda, gdyż ma niższą temperaturę wrzenia (więc szybciej paruje).
O lotności decydują : masa i polarność.

• Cząsteczka będąca dipolem może ulegać asocjacji, jej temperatura wrzenia będzie wyższa i dlatego jej lotność jest niższa.
•  Im mniejsza masa tym cząsteczka bardziej lotna - łatwiej paruje.

Hybrydyzacja - ujednolicenie orbitali atomowych pod względem kształtu i energii.

• Hybrydyzacja sp (dygonalna) jest wtedy, gdy liczba przestrzenna wynosi 2 (hybrydyzacji ulegają dwa orbitale atomowe), cząsteczka ma kształt liniowy, jest płaska a kąt między wiązaniami wynosi 180 stopni.

• Hybrydyzacja sp2 (trygonalna) liczba przestrzenna (l.p) wynosi 3, cząsteczka jest płaska, kąt między wiązaniami wynosi 120 stopni. 

• Hybrydyzacja sp3 (tetragonalna) l.p=4, kształt tetraedru, cząsteczka przestrzenna, kąt 109 28' stopni.

Matura 2013

Zad. 5

W teorii orbitali molekularnych powstawanie wiązań chemicznych typu σ lub π wyjaśnia się, stosując do opisu tych wiązań orbitale cząsteczkowe odpowiedniego typu (σ lub π), które można utworzyć w wyniku właściwego nakładania odpowiednich orbitali atomowych atomów tworzących cząsteczkę.
Dane są cząsteczki: Cl₂, H₂, HF
Ustal, nakładanie jakich orbitali atomowych (s czy p) obu atomów należy koniecznie uwzględnić, aby wyjaśnić tworzenie wiązań typu s w tych cząsteczkach. W tym celu przyporządkuj każdej literze a, b, c jeden ze wzorów: Cl₂, H₂, HF.
a) orbital s jednego atomu – orbital s drugiego atomu
b) orbital s jednego atomu – orbital p drugiego atomu
c) orbital p jednego atomu – orbital p drugiego atomu

Odp.       a) H2     b) HF     c) Cl2


Jak najłatwiej obliczyć liczbę przestrzenną cząsteczki?

W cząsteczce możemy wyróżnić atom centralny i ligandy.

L.p = liczba wiązań sigma + liczba wolnych par elektronowych atomu centralnego.
np. amoniak NH3 - liczba wiązań sigma wynosi 3 + jedna para elektronowa = 4 czyli hybrydyzacja sp3.




********************************************************************************

Na koniec bardzo modne zadania typu:

Trwałość kationów i anionów

Przy rozwiązywaniu należy pamiętać: im więcej niesparowanych elektronów, tym jon jest trwalszy np. Fe3+ jest trwalszy, niż jon Fe2+ bo trudniej oderwać niesparowany elektron (powstałaby ,,luka''), niż elektron sparowany.

Jutro przeskoczymy do elektrochemii.