WIĄZANIA CHEMICZNE

Wartościowość- liczba wiązań chemicznych, jakie tworzy atom pierwiastka w danym związku chemicznym.

Wiązanie sigma (σ)- orbital molekularny powstały z dwóch orbitali s, orbitali s i p, orbitali p_x i p_x.

Wiązanie pi (π)-orbital molekularny boczne nakładanie się dwu orbitali p_y lub p_z.

Reagujące ze sobą atomy dążą do oktetu elektronowego ( 8 elektronów na powłoce walencyjnej) lub dubletu elektronowego ( 2 elektronów na powłoce walencyjnej).

RODZAJE ODDZIAŁYWAŃ:

1. Wiązania w cząsteczkach zbudowanych z takich samych atomów niemetali, czyli pierwiastków o wysokiej i jednakowej elektroujemności- WIĄZANIA KOWALENCYJNE NIESPOLARYZOWANE

2. Wiązania w cząsteczkach powstałych z różnych niemetali o małej różnicy elektroujemności- WIĄZANIA KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE- wspólna para elektronowa jest rozmieszczona nierównomiernie pomiędzy jądrami atomów, bliżej jądra atomu pierwiastka o wyższej elektroujemności.

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE ( donorowo-akceptorowe, semipolarne)-rodzaj wiązania kowalencyjnego, w którym tworząca je para elektronowa pochodzi od jednego z atomów, zwanego donorem (dawcą) pary elektronowej; parę przyjmuje akceptor (biorca) np.: SO₂, CO, HNO₃, H₂SO₄, NH₄⁺, SO₄²⁻.

1. Wiązania w cząsteczkach powstałych z atomów znacznie różniących się elektroujemnością (przynajmniej o 1,7 w skali Paulinga), czyli wiązania między atomami metali i niemetali- WIĄZANIE JONOWE- atom przyjmujący elektron staje się anionem , a atom oddający elektron –kationem.

2. Wiązania „metaliczne”- w metalach i stopach; wiązanie pomiędzy tworzącymi sieć krystaliczną kationami metali ich elektronami ( elektrony zdelokalizowane). Elektrony zdelokalizowane mogą poruszać się swobodnie pomiędzy dodatnimi elementami sieci tworząc tzw. gaz elektronowy. Metal jako całość jest elektrycznie obojętny.

3. Wiązanie wodorowe- pomiędzy cząsteczkami związków zawierających atomy wodoru połączone z atomami o dużej elektroujemności i mającymi wolne pary elektronowe, np. tlen, siarka, azot. Wiązania słabe.

4. Oddziaływania van der Waalsa- między cząsteczkami niepolarnymi, oddziaływania krótkiego zasięgu; częściowo odpowiedzialne za stan skupienia materii.

ELEKTROUJEMNOŚĆ- miara zdolności przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka.

Niska- metale Wysoka- niemetale

Zad 1. Ile elektronów zawierają w powłoce zewnętrznej następujące jony: K⁺, Br ^-, Mg²⁺, S^2-, H⁺, H^-?

Zad 2. Podaj rozmieszczenie elektronów w powłokach następujących jonów: Na⁺, Br^-, Ca²⁺, S^2-.

Zad 3. Ile powłok elektronowych mają następujące jony: Li⁺, Se^2-, Al³⁺, I^-?

Zad 4. Podaj liczbę elektronów, protonów i neutronów w jonach następujących nuklidów: ₃₅⁸¹Br⁻,  ₂₀⁴⁰Ca²⁺,  ₃₄⁷⁴Se²⁻,  ₂₆⁵⁶Fe³⁺.

Zad 5. Narysuj wzory elektronowe: Br₂, HBr, KBr, CaCl₂, H₂S, Li₂O, MgS, O₂, SiO₂, N₂, N₂O₃, PH₃, SiH_4, HCl, NH₃, H₂SO_4,

zad 6. Narysuj wzory elektronowe („kropkowe”) i „kreskowe”: a) HF, H₂O, CCl₄, P₂, CS₂, Br₂O b) H₂CO₃, H₂O₂, C₂H₄, SO₃, H₃PO₃, NH₄⁺