Wiązania
💳 Kup
Wiązania
💳 Kup
Wiązania to sposób, w jaki atomy się trzymają. Zaraz zobaczysz, dlaczego sól jest twarda, a woda płynna.
Dział 3Kowalencyjne, jonowe, metaliczne, wodorowe, sieci krystaliczne
Wiązania to abstrakcja — uczniowie nie wiedzą, kiedy powstaje jonowe, a kiedy kowalencyjne, mylą polarność wiązania z polarnością cząsteczki i nie rozumieją wpływu typu wiązania na właściwości substancji.
Jak to rozwiążemy: Pokażemy każdy typ wiązania na schematach i powiążemy go z różnicą elektroujemności oraz z realnymi właściwościami (temperatura topnienia, przewodnictwo).
Powstaje przez transfer elektronu z atomu o niskiej elektroujemności (metal) do atomu o wysokiej (niemetal). Różnica Δχ > 1,7. Produkt: kation (+) i anion (−) przyciągające się elektrostatycznie.
Wiązanie jonowe NIE rysujemy jako kreskę między atomami — jony są oddzielne!
| Właściwość | Wyjaśnienie | Przykład |
|---|---|---|
| Wysokie T.t. i T.wrz. | Silne przyciąganie jonów w sieci — trzeba dużo energii | NaCl: T.t.=801°C |
| Kruche | Przesunięcie warstw powoduje odpychanie tych samych ładunków | NaCl kruszy się |
| Przewodzą prąd (stop/roztwór) | Jony swobodnie ruchome | NaCl(aq) przewodzi |
| Nie przewodzą (ciało stałe) | Jony unieruchomione w sieci | NaCl(s) izolator |
| Polarne rozpuszczalniki | Woda "rozrywa" sieć jonową — hydratacja jonów | NaCl w H2O |
Przewodzenie prądu przez roztwór to dowód obecności jonów. Związki jonowe (jak NaCl) rozpuszczone w wodzie rozpadają się na jony i przewodzą prąd (żarówka świeci). Związki kowalencyjne (jak cukier) nie tworzą jonów — nie przewodzą. To prosty test odróżniający typy wiązań.
Energia sieci krystalicznej to energia potrzebna do rozdzielenia 1 mola kryształu jonowego na oddzielne jony gazowe (im wyższa, tym mocniej jony są ze sobą związane). Jest ona w przybliżeniu proporcjonalna do:
gdzie q₊, q₋ to wartości bezwzględne ładunków jonów, a r to suma ich promieni (odległość między środkami jonów).
| Związek | Jony | Iloczyn ładunków | Energia sieci | T.t. |
|---|---|---|---|---|
| NaCl | Na⁺, Cl⁻ | 1×1 = 1 | niższa | 801°C |
| MgO | Mg²⁺, O²⁻ | 2×2 = 4 | znacznie wyższa | 2852°C |
Im wyższe ładunki jonów i im mniejsze ich promienie, tym silniejsze przyciąganie elektrostatyczne, a więc wyższa energia sieci i wyższa temperatura topnienia. Dlatego MgO (ładunki ±2, małe promienie) topi się w znacznie wyższej temperaturze niż NaCl (ładunki ±1, większe promienie) — mimo że oba mają tę samą strukturę sieci.
Ładunek jonów ma zwykle większy wpływ niż promień, bo wchodzi do wzoru jako iloczyn (wzrost z 1 do 2 na obu jonach to aż czterokrotny wzrost licznika), podczas gdy zmiany promieni jonów w obrębie typowych związków są zwykle niewielkie procentowo.
Powstaje przez uwspólnienie elektronów między atomami (głównie niemetale). Oba atomy dają elektrony do wspólnej pary. Atomy osiągają konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.
Każde wiązanie można opisać przez kierunek nakładania się orbitali:
| Wiązanie | Nakładanie | Obrót wokół osi | W jakim wiązaniu |
|---|---|---|---|
| σ (sigma) | Osiowe — "czoło w czoło" | Możliwy | ZAWSZE — każde 1. wiązanie |
| π (pi) | Boczne — "bok do boku" | Niemożliwy (p muszą być równoległe) | Tylko 2. i 3. wiązanie |
1. wiązanie = zawsze σ. 2. i 3. = zawsze π. Wiązanie π odpowiada za reaktywność (np. addycja do alkenów). Dlatego benzen z pierścieniem aromatycznym (3 π) jest wyjątkowo stabilny!
Ładunek formalny to "księgowy" ładunek przypisany atomowi w cząsteczce, obliczony przy założeniu, że elektrony wiązania dzielone są RÓWNO między atomy (niezależnie od rzeczywistej elektroujemności). Służy do oceny, który wzór Lewisa jest bardziej realistyczny.
Atom N: 5 e⁻ wal. − 0 e⁻ niewiążących − ½×8 e⁻ wiążących (4 wiązania σ+dodatkowe) = 5−0−4 = +1. Atom O z wiązaniem podwójnym: 6−4−½×4 = 0. Atom O z wiązaniem pojedynczym: 6−6−½×2 = −1. Suma ładunków formalnych: +1 + 0 + (−1) + (−1) = −1, co zgadza się z ładunkiem całego jonu NO₃⁻.
Gdy można narysować kilka poprawnych (spełniających regułę oktetu) wzorów Lewisa, najbardziej prawdopodobny jest ten, który spełnia poniższe kryteria:
| Kryterium | Preferujemy |
|---|---|
| 1. Suma ładunków formalnych | jak najbliżej zera dla każdego atomu |
| 2. Ładunki ujemne | na atomach bardziej elektroujemnych |
| 3. Ładunki tego samego znaku | jak najdalej od siebie (mniejsze odpychanie) |
| 4. Atom centralny | zwykle mniej elektroujemny niż atomy otaczające |
Niektórych cząsteczek/jonów nie da się poprawnie opisać JEDNYM wzorem Lewisa — kilka równoważnych struktur różniących się jedynie rozmieszczeniem elektronów π nazywamy strukturami rezonansowymi. Rzeczywista cząsteczka jest "hybrydą rezonansową" — uśrednieniem tych struktur, a nie żadną z nich osobno.
Można narysować 3 równoważne struktury, w których wiązanie podwójne C=O znajduje się przy innym atomie tlenu za każdym razem. W rzeczywistości wszystkie trzy wiązania C–O są identyczne, o długości pośredniej między pojedynczym a podwójnym — to dowód eksperymentalny na istnienie rezonansu.
| Typ wyjątku | Przykład | Opis |
|---|---|---|
| Niedobór elektronów | BeCl₂, BF₃, BCl₃ | Atom centralny (Be, B) ma mniej niż 8 e⁻ — trwały mimo "niepełnego" oktetu |
| Rozszerzony oktet | PCl₅, SF₆, SO₃ | Atom centralny z 3. okresu i dalej (dostępne orbitale d) może pomieścić więcej niż 8 e⁻ |
| Nieparzysta liczba elektronów | NO, NO₂, ClO₂ | Rodniki — nie da się utworzyć par elektronowych dla wszystkich elektronów |
Bor ma tylko 3 elektrony walencyjne — nawet po utworzeniu 3 wiązań pojedynczych z F ma jedynie 6 elektronów wokół siebie. To W PEŁNI poprawna i trwała struktura — nie próbuj "na siłę" dorysowywać wiązania podwójnego, żeby uzyskać oktet, bo to zmieniłoby rzeczywistą (płaską, trygonalną) geometrię cząsteczki.
Jon złożony (wieloatomowy) to grupa atomów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi, która jako całość ma ładunek elektryczny — wewnątrz jonu atomy są związane kowalencyjnie, natomiast z resztą związku (np. z kationem metalu) jon łączy się wiązaniem jonowym.
| Jon | Wzór | Ładunek | Nazwa |
|---|---|---|---|
| Siarczanowy(VI) | SO₄²⁻ | −2 | reszta kwasu siarkowego(VI) |
| Azotanowy(V) | NO₃⁻ | −1 | reszta kwasu azotowego(V) |
| Węglanowy | CO₃²⁻ | −2 | reszta kwasu węglowego |
| Fosforanowy(V) | PO₄³⁻ | −3 | reszta kwasu fosforowego(V) |
| Amonowy | NH₄⁺ | +1 | kation, wiązanie koordynacyjne N→H⁺ |
| Wodorotlenkowy | OH⁻ | −1 | reszta zasad |
Ładunek jonu to suma ładunków formalnych wszystkich jego atomów (patrz sekcja o ładunku formalnym powyżej). W NH₄⁺ atom azotu tworzy 4. wiązanie z jonem H⁺ oddając wolną parę elektronową (wiązanie koordynacyjne) — cały jon zyskuje ładunek +1, mimo że azot "oddał" tylko parę elektronów do współdzielenia, a nie cały elektron.
W (NH₄)₂SO₄: wewnątrz NH₄⁺ i wewnątrz SO₄²⁻ wiązania są kowalencyjne (w tym koordynacyjne). Natomiast między kationem NH₄⁺ a anionem SO₄²⁻ wiązanie jest jonowe. To klasyczne pytanie maturalne — "wskaż wszystkie typy wiązań w związku".
Atomy metalu tworzą regularną sieć kationów, zanurzoną w "morzu" swobodnych elektronów walencyjnych ("gaz elektronowy"). Elektrony należą do całego kryształu, nie do poszczególnych atomów.
Ciała stałe mają zorganizowaną strukturę — sieć krystaliczną. Typ sieci zależy od rodzaju węzłów i sił między nimi.
| Cecha | Jonowa | Metaliczna | Kow.-atomowa | Molekularna |
|---|---|---|---|---|
| T.t./T.wrz. | Wysokie | Różne | Bardzo wysokie | Niskie |
| Prąd el. | Stop/roztwór | Zawsze ✓ | Nie | Nie |
| Twardość | Twarda/krucha | Ciągliwa/kowalna | Najtwardsza | Miękka |
Alotropia to istnienie pierwiastka w różnych odmianach strukturalnych (alotropach) o różnych właściwościach, mimo tego samego składu.
• Diament — każdy atom C ma hybrydyzację sp³, tworzy sieć kowalencyjno-atomową (tetraedryczną) — bardzo twardy, izolator, nie przewodzi prądu.
• Grafit — atomy C w hybrydyzacji sp² tworzą płaskie warstwy (heksagonalne pierścienie) połączone słabymi siłami van der Waalsa między warstwami — miękki, łuskowaty, przewodzi prąd (zdelokalizowane elektrony π w warstwie).
• Grafen — pojedyncza warstwa grafitu (jedna płaszczyzna atomów C, hybrydyzacja sp²) — bardzo wytrzymały mechanicznie, doskonale przewodzi prąd i ciepło, przezroczysty.
• Fulereny (np. C₆₀) — zamknięte „klatki” z atomów C (kształt podobny do piłki futbolowej), hybrydyzacja zbliżona do sp² — stosowane w nanotechnologii, jako nośniki leków.
Fulereny to odmiana alotropowa węgla o strukturze zamkniętych, pustych w środku "klatek" zbudowanych z pierścieni pięcio- i sześcioczłonowych atomów węgla w hybrydyzacji sp² (podobnie jak w graficie, ale powierzchnia jest zakrzywiona, nie płaska). Najbardziej znany jest C₆₀ (buckminsterfullerene) — 60 atomów węgla ułożonych w kształt przypominający piłkę futbolową (20 sześciokątów i 12 pięciokątów).
| Cecha | Fulereny (C₆₀) |
|---|---|
| Wiązania w sieci | kryształ molekularny — cząsteczki C₆₀ utrzymywane siłami van der Waalsa |
| Stan skupienia | ciało stałe o niskiej temperaturze topnienia (jak inne kryształy molekularne) |
| Rozpuszczalność | rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (np. toluen) |
| Przewodnictwo | czysty fuleren — słaby półprzewodnik; domieszkowany (fulerydy) może być nadprzewodnikiem |
| Zastosowania | nanotechnologia, nośniki leków, ogniwa fotowoltaiczne, materiały supersmarujące |
Częsta pułapka: mimo że atomy węgla wewnątrz cząsteczki C₆₀ są połączone silnymi wiązaniami kowalencyjnymi, to CAŁE cząsteczki C₆₀ w krysztale trzymają się razem jedynie słabymi siłami van der Waalsa — dlatego fuleren (w przeciwieństwie do diamentu) ma stosunkowo niską temperaturę sublimacji i jest kruchy.
To jedno z najczęstszych pytań maturalnych — dlaczego ten sam związek jonowy nie przewodzi prądu w stanie stałym, a przewodzi po stopieniu lub rozpuszczeniu?
| Typ sieci | Stan stały | Stan stopiony | Roztwór wodny | Uzasadnienie |
|---|---|---|---|---|
| Jonowa (np. NaCl) | ❌ nie przewodzi | ✅ przewodzi | ✅ przewodzi | W krysztale jony są unieruchomione w węzłach sieci; stopienie lub rozpuszczenie uwalnia je do swobodnego ruchu |
| Metaliczna (np. Cu) | ✅ przewodzi | ✅ przewodzi | — | Zdelokalizowane elektrony swobodne poruszają się niezależnie od uporządkowania sieci |
| Kowalencyjno-atomowa (np. diament) | ❌ nie przewodzi | — | — | Wszystkie elektrony są uwięzione w sztywnych wiązaniach kowalencyjnych (wyjątek: grafit — przewodzi dzięki zdelokalizowanym e⁻ π) |
| Molekularna (np. cukier, I₂) | ❌ nie przewodzi | ❌ zwykle nie przewodzi | ❌ nie przewodzi (jeśli nie dysocjuje) | Brak swobodnych ładunków — cząsteczki obojętne elektrycznie, nawet po rozpuszczeniu nie rozpadają się na jony |
Przewodnictwo elektryczne wymaga swobodnie poruszających się nośników ładunku — jonów lub elektronów. W ciele stałym jonowym jony są "zamrożone" w sztywnej sieci i choć niosą ładunek, nie mogą się przemieszczać. Roztopienie lub rozpuszczenie w wodzie rozrywa sieć i uwalnia jony — dopiero wtedy mogą przewodzić prąd.
| Typ sieci | Budowa (węzły) | Wiązania/siły | Kluczowe właściwości | Przykładowe zastosowanie |
|---|---|---|---|---|
| Jonowa | kationy i aniony | elektrostatyczne (jonowe) | wysoka T.t., kruche, przewodzi po stopieniu/rozpuszczeniu | NaCl — sól kuchenna, elektrolity |
| Metaliczna | kationy metalu + "morze" e⁻ | metaliczne | przewodzi zawsze, ciągliwa, kowalna, połysk | Cu — przewody elektryczne |
| Kowalencyjno-atomowa | atomy | kowalencyjne (cała sieć) | bardzo wysoka T.t., ekstremalna twardość, zwykle izolator | diament — narzędzia tnące; Si — półprzewodniki |
| Molekularna | cząsteczki | van der Waalsa / wiązania wodorowe (między cząsteczkami) | niska T.t., miękka, izolator | lód, jod, suchy lód (CO₂) |
Tutaj tylko wprowadzenie potrzebne do wiązań i kryształów. Szczegółowo omawiamy go w Dziale 5 — Oddziaływania Międzycząsteczkowe.
Pełne omówienie oddziaływań międzycząsteczkowych — wiązań wodorowych (z rysunkami!), sił van der Waalsa, sił dyspersyjnych Londona oraz zasady „jak rozpuszcza jak" — znajdziesz w Dziale 5 — Oddziaływania Międzycząsteczkowe. Zebraliśmy tam wszystko w jednym miejscu, żeby temat był spójny.
W skrócie: oddziaływania międzycząsteczkowe (między całymi cząsteczkami) są słabsze niż wiązania chemiczne (wewnątrz cząsteczki). Trzy typy od najsłabszych: siły Londona → dipol-dipol → wiązania wodorowe. Szczegóły i rysunki — w Dziale 5.
Kształty cząsteczek (VSEPR, hybrydyzacja) i polarność rozwijamy osobno. Szczegółowo omawiamy go w Dziale 4 — Geometria Cząsteczek.
Pełne omówienie kształtów cząsteczek (metoda VSEPR), hybrydyzacji, wpływu wolnych par na kąty oraz polarności znajdziesz w Dziale 4 — Geometria Cząsteczek. Zebraliśmy tam wszystko o kształtach w jednym miejscu, żeby temat był spójny.
W skrócie: kształt cząsteczki wyznaczamy licząc wiązania σ i wolne pary (LP) wokół atomu centralnego. Suma σ+LP daje hybrydyzację: 2→sp (liniowy), 3→sp² (trójkątny), 4→sp³ (czworościenny). Szczegóły, rysunki wszystkich kształtów i zadania — w Dziale 4.
| Wiązanie / oddziaływanie | Typ substancji | Energia [kJ/mol] | Charakter |
|---|---|---|---|
| Jonowe | sól, tlenek metalu | 400–4000 | niekierunkowe, niekowalencyjne |
| Kowalencyjne | związki niemet. | 150–1000 | kierunkowe, lokalizowane |
| Metaliczne | metale | 100–800 | niekierunkowe, zdelokalizowane e- |
| Wodorowe (oddziaływanie) | H2O, HF, NH3, alkoh. | 10–40 | kierunkowe, X−H···Y |
| van der Waals (oddziaływanie) | wszystkie | 0,1–10 | niekierunkowe, chwilowe dipole |
Jonowe, kowalencyjne i metaliczne to wiązania chemiczne (silne). Wiązania wodorowe i siły van der Waalsa to oddziaływania międzycząsteczkowe — słabsze siły między cząsteczkami, a nie wiązania chemiczne. W tabeli zestawiono je tylko dla porównania energii.
Naucz się na pamięć: jonowa (krucha, przewodzi po stopieniu), molekularna (miękka, niska T.t.), atomowa (twarda, wysoka T.t.), metaliczna (kowalna, zawsze przewodzi). CKE pyta o to prawie zawsze!
Oba to węgiel, oba sieć atomowa! Ale grafit przewodzi prąd (elektrony π w warstwach), diament nie. Grafit jest miękki między warstwami (słabe vdW). Diament najtwardszy (wiązania sp3 we wszystkich kierunkach).
Lód ma sieć tetraedryczną z wiązaniami wodorowymi — bardziej "przestrzenną" niż ciekła woda. Gęstość lodu < gęstość wody ciekłej. To anomalia wody — pytana na maturze!
To NIE jest nowy typ wiązania — po utworzeniu jest identyczne z kowalencyjnym. Różni się tylko HISTORIĄ powstania. Jon H3O+ i NH4+ mają wszystkie wiązania równoważne!
CO2 ma polarne wiązania C=O, ale cząsteczka jest NIEPOLARNA (liniowa, symetryczna). CCl4 ma polarne C−Cl, ale niepolarna (symetryczny czworościan). Zawsze sprawdź kształt!
Wysoka T.wrz. (wiązania H), lód lżejszy od wody (sieć tetraedryczna), duże ciepło właściwe, świetny rozpuszczalnik polarnych substancji. Wszystko przez wiązania wodorowe!
Porównując T.t.: wyższy ładunek jonów → wyższa T.t. MgO (Mg2+, O2-, T.t.=2852°C) vs NaCl (Na+, Cl-, T.t.=801°C). Mniejszy promień jonowy → wyższa T.t.
N2 (rząd 3): bardzo mocne, krótkie, mała reaktywność (N2 niereaktywny!). CO (rząd 3): bardzo mocne wiązanie C≡O. Im wyższy rząd → krótsze, mocniejsze, wyższa T.t./wrz.
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Typy sieci krystalicznych i ich właściwości | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Łatwy–Średni |
| Typ wiązania na podstawie Δχ | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Polarność cząsteczki (kształt+wiązania) | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Wiązania wodorowe i ich konsekwencje | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Diament vs grafit — właściwości | ⭐⭐⭐⭐ | Łatwy |
| Wiązanie koordynacyjne — przykłady | ⭐⭐⭐ | Średni |
| Porównanie T.t. różnych typów sieci | ⭐⭐⭐ | Średni |
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
HCl kowalencyjne spolaryzowane, MgO jonowe, Cl₂ kowalencyjne niespolaryzowane
Tlen (donor) oddaje wolną parę pustemu orbitalowi H⁺ (akceptor). Po utworzeniu wszystkie 3 wiązania są identyczne.
Treść: Określ, jakie rodzaje wiązań występują w podanych związkach: a) Na₂CO₃, b) (NH₄)₂SO₄.
Treść: Z grupy związków: NaCl, NH₃, CH₄, CaO, H₂S, N₂ wybierz te, w których występują wiązania: a) jonowe, b) kowalencyjne spolaryzowane, c) kowalencyjne niespolaryzowane.
Treść: Anion tlenkowy O²⁻ jest mocną zasadą Brønsteda i nie występuje w roztworach wodnych. Napisz równanie jego reakcji z wodą i podaj odczyn powstałego roztworu.
Treść: Saletra sodowa to azotan(V) sodu NaNO₃. Spośród wiązań: koordynacyjne, metaliczne, jonowe, kowalencyjne spolaryzowane — wskaż to, którego w niej NIE ma.
Treść: Wodorotlenki metali (Me–OH) i alkohole (R–OH) mają analogiczne wzory ogólne, lecz różne właściwości. Wskaż rodzaj wiązania między grupą OH a resztą w każdym z nich.
Treść: Uszereguj wiązania według rosnącego charakteru jonowego: H-Cl, Na-Cl, Cl-Cl, K-F. Skorzystaj z różnic elektroujemności.
| EN | H=2,1; Cl=3,0; Na=0,9; K=0,8; F=4,0 |
Treść: W jonie amonowym NH₄⁺ wszystkie 4 wiązania N-H są równocenne, mimo że jedno powstało jako koordynacyjne. Wyjaśnij oraz podaj liczbę par wiążących i wolnych na azocie.
| jon | NH₄⁺ |
| N w NH₃ | 3 wiążące + 1 wolna para |
Treść: Jon węglanowy CO₃²⁻ ma trzy równocenne wiązania C-O o długości pośredniej między pojedynczym a podwójnym. Wyjaśnij zjawisko i podaj formalny rząd wiązania C-O.
| jon | CO₃²⁻ |
| wiązania | 3 równocenne C-O |
a) 1σ+2π b) 2σ+2π c) 5σ+1π (każde pojedyncze=1σ, podwójne=1σ+1π, potrójne=1σ+2π)
Treść: Podaj liczbę wiązań σ i π w cząsteczce: a) etenu C₂H₄, b) etynu C₂H₂, c) cząsteczki N₂.
| C₂H₄ | wiązanie podwójne C=C |
| C₂H₂ | wiązanie potrójne C≡C |
| N₂ | wiązanie potrójne N≡N |
a) jonowa b) metaliczna c) kowalencyjno-atomowa
Treść: Opisz, z czego zbudowana jest sieć krystaliczna metalu. Uzupełnij: węzły sieci zajmują ___, otoczone ___.
Treść: Przyporządkuj każdej substancji typ sieci krystalicznej (jonowa / kowalencyjna / metaliczna / molekularna): a) NaCl, b) I₂, c) Cu, d) SiO₂.
Treść: Który typ kryształu charakteryzuje się wysoką temperaturą topnienia, jest twardy i kruchy, a jego stopiony lub wodny roztwór przewodzi prąd elektryczny?
Treść: Tlenek krzemu(IV) SiO₂ (kwarc) jest bardzo twardy, ma wysoką temperaturę topnienia i nie przewodzi prądu. Podaj typ jego kryształu oraz rodzaj wiązań w sieci.
Treść: Diament i grafit to odmiany alotropowe węgla. Podaj typ hybrydyzacji atomów węgla w każdej z odmian oraz wskaż, która przewodzi prąd elektryczny.
Treść: Etanol C₂H₅OH i etanolan sodu C₂H₅ONa różnią się rodzajem kryształu. Podaj typ kryształu tworzonego przez każdą z tych substancji.
Treść: Aragonit to minerał o wzorze CaCO₃. Podaj typ jego kryształu oraz jony, z których jest zbudowany.
Treść: Substancja A topi się w 801°C, przewodzi prąd po stopieniu. Substancja B topi się w 1610°C, jest twarda i nie przewodzi. Określ typ sieci krystalicznej każdej.
| A | tt=801°C, przewodzi po stopieniu |
| B | tt=1610°C, twarda, izolator |
Treść: Siarka rombowa zbudowana jest z pierścieniowych cząsteczek S₈. Określ dla jednej cząsteczki S₈ liczbę wiązań σ i π oraz liczbę wolnych par elektronowych przypadających na jeden atom siarki. Podaj hybrydyzację atomów siarki oraz typ kryształu.
Treść: Dwa pierwiastki E i X tworzą jony proste E²⁺ i X²⁻, z których oba mają konfigurację elektronową neonu. a) Napisz wzór związku EX. b) Rozstrzygnij, który jon ma mniejszy promień, i uzasadnij. c) Czy krystaliczny EX w stanie stałym przewodzi prąd?
Treść: Uszereguj związki według rosnącej energii sieci krystalicznej: NaCl, MgO, NaF. Uzasadnij na podstawie ładunków jonów i ich promieni.
| NaCl | Na⁺Cl⁻ |
| NaF | Na⁺F⁻ |
| MgO | Mg²⁺O²⁻ |
Treść: Energia sieciowa rośnie ze wzrostem ładunku jonów oraz maleje ze wzrostem ich promienia. Porównaj energię sieciową MgO i NaF (jony obu związków mają zbliżone promienie). a) Wskaż związek o wyższej energii sieciowej. b) Uzasadnij wybór. c) Który związek ma wyższą temperaturę topnienia?
Treść: Dla metali tej samej grupy temperatura topnienia zależy m.in. od liczby elektronów walencyjnych i odległości między rdzeniami atomowymi (stałej sieciowej). Rozstrzygnij, które metale mają wyższą temperaturę topnienia — litowce czy berylowce — i uzasadnij.
Treść: Wyjaśnij, dlaczego temperatura wrzenia HF (19,5°C) jest znacznie wyższa niż HCl (−85°C), mimo że HCl ma większą masę molową.
| HF | tw=19,5°C, M=20 |
| HCl | tw=−85°C, M=36,5 |
a) sp liniowy 180° b) sp³ piramidalny 107° c) sp³ kątowy 104,5°
a) CO₂ niepolarna (symetria liniowa) b) H₂O polarna (kątowa, dipole się nie znoszą)
Treść: Wyjaśnij, dlaczego cząsteczka CO₂ jest niepolarna, mimo że wiązania C=O są polarne, a cząsteczka H₂O jest polarna.
| CO₂ | liniowa, O=C=O |
| H₂O | kątowa, 104,5° |
Treść: Określ typ hybrydyzacji atomu centralnego, kształt cząsteczki i kąt wiązania w: a) BeCl₂, b) BF₃, c) CH₄.
| BeCl₂ | 2 pary wiążące |
| BF₃ | 3 pary wiążące |
| CH₄ | 4 pary wiążące |
Treść: Określ kształt cząsteczek z uwzględnieniem wolnych par: a) NH₃, b) H₂O, c) SF₆. Podaj liczbę par wiążących i wolnych na atomie centralnym.
| NH₃ | N centralny |
| H₂O | O centralny |
| SF₆ | S centralny |
a) kowalencyjne spolaryzowane b) 2σ+1π c) sp² kątowy ~117° d) polarna
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
Mała różnica = kowalencyjne, duża = jonowe. Granice są umowne — uważaj na wartości graniczne.
CO₂ ma wiązania polarne, ale cząsteczka jest niepolarna (symetria). Klasyczna pułapka.
Obie elektrony pochodzą od jednego atomu (np. w NH₄⁺). Łatwo przeoczyć.
Kryształ jonowy, kowalencyjny, metaliczny i molekularny mają różne temperatury topnienia — trzeba umieć uzasadnić.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24