Twój miesiąc urodzenia zdradzi, jaką bajką jest tutaj sprawdzisz się jak dobry jesteś z chemii z działu reakcji chemicznych. Informacje, przykłady obliczeń oraz zadania do samodzielnego rozwiązania można znaleźć w Rozdziale 5. "Reakcje i obliczenia chemiczne" e-Podręcznika AGH "Chemia ogólna". Nazewnictwo związków nieorganicznych w Rozdziale 3. "Klasyfikacja chemicznych związków nieorganicznych i ich nomenklatura" e-Podręcznika AGH "Chemia ogólna". Wiązanie wodorowe na przykładzie dwóch cząsteczek wody. Wiązanie wodorowe typowo występuje pomiędzy wodorem a tlenem, azotem oraz fluorem (czyli pierwiastkami silnie elektroujemnymi : N, O, F ). Jest ono dużo słabsze niż inne, typowe wiązania (np. jonowe czy kowalencyjne) jednak powoduje ono nieprawdopodobne różnice we wiązania w cząsteczce N2: określ wielokrotność wiązania, wskaż helowiec, którego. konfigurację elektronową osiągnęły atomy N w cząsteczce N2. Rozwiązanie: - ∆E = 3,0 - 3,0 = 0 < 0,4 (wiązanie kowalencyjne, potrójne) - konfiguracja elektronowa atomu azotu i elektrony walencyjne. 1s22s22p3 - najbliższym helowcem dla at. question. 28 osób uznało to za pomocne. smurf1234. 4. b) substancje stałe, wysokie temperatury wrzenia i topnienia, stopione lub rozpuszczone przewodzą prąd elektryczny, nie przewodzą prądu elektrycznego (w stanie stałym, nie stopione, ani nie rozpuszczone) a) kow. nspol. 0. b) kow. spol. 6. c) koordynacyjne 2. Lekcja 03: Wiązania chemiczne w świetle mechaniki kwantowejNauczyciel: João Marcos BrandetZgodnie z modelem Lewisa wiązanie kowalencyjne charakteryzuje się w lC6itFV. Liceum PolskiMatematykaChemiaFizykaInformatykaAngielskiNiemieckiFrancuskiGeografiaBiologiaHistoriaWOSWOKPOReligiaMuzykaPlastyka Gimnazjum PolskiMatematykaChemiaFizykaAngielskiNiemieckiHistoriaBiologiaGeografiaWOSMuzykaPlastykaReligiaZAMÓW PRACE Wiązania chemiczne Wiązanie chemiczne tworzą elektrony walencyjne,czyli z ostatniej pierwiastków wiążąc się w czasteczki uzyskują trwałą konfigurację najbliższego gazu do osiągniecia dubletu lub oktetu elektronowego na ostatniej powłoce. Reguła ta nazywa się teorią Lewisa i Kossela. Tworzenie takiej konfiguracji jest korzystne bo prowadzi do obniżenia energii układu. Cząsteczka jest układem trwalszym. Wyróżniamy wiązania: kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane, jonowe., metaliczne, wodorowe. Atomy niektórych pierwiastków oddają lub przyjmują elektrony. Atom który oddaje elektrony staje się jonem dodatnim –kationem, a który przyjmuje elektrony staje się jonem ujemnym- anionem. Elektroujemnośc pierwiastka chemicznego to zdolność atomu do przyciągania elektroujemność ma fluor,potem tlen, a najmniejszą pierwiastki z grupy 1 i 2 układu okresowego. Pierwiastki elektroujemne to takie które chetnie przyjmują elektrony,a elektrododatnie które maja tendencję do oddawania elektronów. Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnianiu jednej lub kilku par elektronowych, które znajdują się w jednakowej odległości od jader obydwu atomów tworzących ono wówczas gdy różnica elektroujemności wynosi pomiedzy 01,7. Muzyka baroku Muzyka baroku Muzyka baroku odgrywa dużą rolę w sztuce epoki. Dowodem może być na to chociażby to, że początek baroku wyznacza data skomponowania przez Jacopo Periego pierwszej opery w roku 1597 o tytule Dafne, a koniec na drugą połowę XVIII w., kiedy to powstawały kom... Przygotowywanie projektów do UE Przygotowywanie projektów do UE Reforma polityki strukturalnej – 5 projektów rozporzązeń dotyczących funkcjonowania funduszy strukturalnych i Funduszu Spójności w latach 2007-2013: *projekt rozporządzenia Rady wprowadzającego ogólne przepisy dotyczące Europejskiego Funduszu R... Dzieje Fenicjan, czyli jak stać się bogatym Dzieje Fenicjan, czyli jak stać się bogatym Informacje ogólne Fenicja, w starożytności kraina na wschodnim wybrzeżu Morza Śródziemnego, leżąca u stóp gór Libanu od góry Karmel na południu, aż po Ras Shamra (okolice Ugarit) na północy (obecnie część Liba... Konflikty w Afryce Konflikty w Afryce KONFLIKTY W AFRYCE. Nigeria – rywalizacja między plemionami Fulami, Joruba oraz Ibro, wyznają 2 religie – na pół islamskie na pół chrześcijańskie. Zyski z ropy naftowej rozkładane są przez skorumpowaną administracje państwową skąd k... Spółka komandytowo-akcyjna Spółka komandytowo-akcyjna Spółka komandytowo – akcyjna ( jest nowością w polskim systemie prawnym, to spółka osobowa mająca na celu prowadzenie przedsiębiorstwa pod własną firmą, w której co najmniej jeden wspólnik odpowiada bez ograniczenia za zobowiąz... Zadania gotowe Zadania gotowe 1) W roku kalendarzowym zanotowano 8 dostaw materiałów , a okres między dostawą w ubiegłym roku , a pierwszą dostawą w danym roku wynosił 42 dni , między dalszymi dostawami zaś odpowiednio :39,55,68,37,69,54 dni. Przeciętnie zużycie dzienne wynosi 0,4 megagrama ,... Skaza moczanowa- charakterystyka i dieta Skaza moczanowa- charakterystyka i dieta Skaza moczanowa (dna) jest schorzeniem wynikającym z nadmiernego wytwarzania kwasu moczowego (postać metaboliczna) lub niedostatecznego jego wydalania (postać nerkowa). W skazie pierwotnej nie stwierdza się przyczyn innych niż genetyczne. W skazie wtórnej nadmiern... Studia AdministracjaHistoriaPolitologiaPrawoSocjologiaPolitykaEtykaPsychologia DziennikarstwoFilozofiaPedagogikaEkonomia Rachunkowo¶ćLogistykaReklamaZarz±dzanieFinanseMarketingStatystykaTechniczneInformatyczneAngielskiNiemieckiArchitekturaMedycynaRehabilitacjaTurystykaKosmetologia studia szkoła streszczenie notatka ¶ci±ga referat wypracowanie biografia opis praca dyplomowa opracowania test liceum matura ksi±żka Uczeń właśnie poznał budowę atomu i sposób rozmieszczania elektronów na powłokach. Potrafi ustalić liczbę elektronów walencyjnych w atomie danego pierwiastka chemicznego. I wtedy pojawiają się one – wiązania chemiczne. Prawdziwe wyzwanie nie tylko dla uczniów, lecz także dla doświadczonych pedagogów. W jaki sposób przekazać abstrakcyjną wiedzę? Omawianie wiązań chemicznych po raz pierwszy wymaga stosowania pewnych uproszczeń, wynikających z trudności zagadnienia i wciąż jeszcze ograniczonej wiedzy uczniów w wielu obszarach chemii (oraz fizyki). Nauczyciel musi balansować między treścią, jaką należy wprowadzić zgodnie z podstawą programową, a zagadnieniami rozszerzającymi, których realizacja jest zaplanowana na kolejny etap kształcenia (liceum ogólnokształcące, technikum). Pedagog, jeśli wcześniej uczył w szkole ponadgimnazjalnej, powinien zrezygnować ze swoich przyzwyczajeń. Jaki bowiem skutek może przynieść zasypanie ucznia już na samym początku nauki chemii skomplikowaną wiedzą teoretyczną o wysokim stopniu abstrakcji, dotyczącą rzeczy niewidocznych gołym okiem? J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 110. Czym dysponuje nauczyciel? Z pewnością wyobraźnią uczniów. I to właśnie do niej powinien się odwoływać. Może skorzystać na przykład z modeli do budowania cząsteczek, w których kulki łączy się krótszymi lub dłuższymi pręcikami. Uczniowie wkrótce dowiedzą się przecież, że pręciki odpowiadają kreskom, za których pomocą przedstawia się wiązania w kreskowych wzorach strukturalnych cząsteczek. Uczniom łatwiej przyswoić kreskę łączącą atomy, którą widzą we wzorach, niż zrozumieć oddziaływanie elektronów walencyjnych po dostatecznym zbliżeniu się atomów. Warto też posiłkować się uproszczonymi schematami powstawania wiązań chemicznych, odwołującymi się do różnych skojarzeń. To od nauczyciela zależy, czy sposób, w jaki uczniowie postrzegają wiązania chemiczne, będzie zgodny z prawdą naukową. Od czego zacząć? Warto skorzystać z tego, że pojęcie elektroujemności pojawiło się już w klasie siódmej szkoły podstawowej. Pozwala to na w miarę konkretne omówienie klasyfikacji wiązań chemicznych. Najlepiej od razu, na pierwszej lekcji poświęconej sposobom łączenia się atomów, wprowadzić pojęcia elektroujemności i różnicy elektroujemności jako nowego parametru, obliczanego na podstawie wartości elektroujemności, które uczeń może znaleźć w układzie okresowym pierwiastków chemicznych lub w odpowiednich tabelach. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 119. Jaką metodę zastosować? Dobrą metodą przedstawienia klucza do rozpoznania rodzaju wiązania chemicznego między atomami jest narysowanie osi, na której zaznaczymy przedziały formalne dla poszczególnych wiązań. Niezbędne punkty na osi to: 0 i 1,7. Następnie oś możemy opisać, podając rodzaj wiązania chemicznego, jego charakterystykę oraz przykłady cząsteczek lub kryształów, w których dane wiązanie występuje: wiązanie kowalencyjne pojawia się między atomami niemetali: – wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) tworzy się między dwoma jednakowymi atomami, czyli przede wszystkim w cząsteczkach homoatomowych typu X2: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Dla każdego z tych przykładów różnica elektroujemności jest równa 0, – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzy się w związkach binarnych – w cząsteczkach heteroatomowych, np.: HCl, H2O, NH3, CH4, CO2. Dla tych przykładów różnica elektroujemności jest większa od 0 i mniejsza od 1,7; wiązanie jonowe pojawia się między atomami metalu i niemetalu, np.: Na2O, KCl, MgO, LiBr. Wówczas różnica elektroujemności jest większa od ~ 1,7. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Podkreślić czy pominąć wyjątki? Niestety rzeczywistość chemiczna jest bardziej skomplikowana niż przedstawiony wykres. W przypadku każdego wiązania chemicznego spotykamy wyjątki i przykłady niepasujące do podanych kryteriów. Dlaczego tak się dzieje? Po pierwsze: granice na osi nie są ostre i jednoznaczne (szczególnie ta między wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym a wiązaniem jonowym), ale to od przykładów, na których omówimy poszczególne rodzaje wiązań, zależeć będzie użyteczność tej osi. Po drugie: niekiedy dolna granica przedziału wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego (różnica elektroujemności równa 0,4) jest klasyfikowana do wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego (atomowego). Po trzecie: wiązania traktowane jako jonowe nigdy nie są w 100% jonowe, a jedynie mają przewagę charakteru jonowego nad kowalencyjnym. Podobnie wiązania kowalencyjne spolaryzowane zawsze zawierają pewien udział wiązania jonowego. Na rzeczywisty charakter wiązania ma wpływ wiele czynników, np. polaryzowalność chmur elektronowych, zdolności polaryzacyjne jonów, gęstość pola elektrycznego wokół zrębów atomowych. W przypadku fluorowodoru HF właśnie duża gęstość pola elektrycznego wokół zrębu atomowego H, czyli w tym przypadku protonu mającego wyjątkowo małe rozmiary, powoduje, że mimo wysokiej elektroujemności fluoru dochodzi do depolaryzacji wiązania, przez co uzyskuje ono charakter wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, a nie jonowego. Jednak szczegółowe tłumaczenie tego zjawiska, wymagające wprowadzenia wielu dodatkowych pojęć, nie wydaje się na tym etapie kształcenia celowe. Jak najbardziej wskazane jest natomiast dobieranie przykładów typowych i niebudzących kontrowersji. W klasie siódmej można jednak wspomnieć, że zagadnienie wiązań chemicznych zostanie dokładniej omówione w szkole ponadpodstawowej. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 112. Które przykłady nie potwierdzają reguł? Cząsteczki siarczku węgla(IV) CS2 lub fosforowodoru PH3 są zbudowane z różnych niemetali, a jednak różnica elektroujemności jest równa 0, przez co wiązania chemiczne w nich występujące zalicza się do kowalencyjnych niespolaryzowanych. Wodorek sodu NaH, mimo różnicy elektroujemności równej 1,2, wskazującej na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, jest związkiem jonowym (metal-niemetal). Innym przypadkiem jest fluorowodór HF, w którego cząsteczce różnica elektroujemności jest równa 1,9, a jednak klasyfikujemy go do związków kowalencyjnych, a nie jonowych. Chlorek glinu AlCl3 oraz siarczek glinu Al2S3 to również przykłady związków dość problematycznych, o specyficznej budowie. Są to sole i w klasie siódmej klasyfikuje się je do związków jonowych, choć różnica elektroujemności jest w nich mniejsza od 1,7. Pamiętajmy zatem, że w naturze reguły bez żadnych wyjątków są niezmiernie rzadkie. Jak nie dać się zapędzić w kozi róg? Już od początku nauki chemii warto podkreślać, że warunkami utworzenia wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego są zerowa różnica elektroujemności i obecność jednakowych atomów w cząsteczce. Tylko wtedy bowiem wiążąca para elektronowa znajduje się dokładnie pośrodku między atomami, co odpowiada wiązaniu kowalencyjnemu niespolaryzowanemu. Gdy tylko któryś z tych warunków przestaje być spełniany, para wiążąca przesuwa się bliżej jednego z dwóch atomów i wiązanie można zaliczyć do spolaryzowanych. Zatem przedział elektroujemności odpowiadający wiązaniu spolaryzowanemu nie wynosi <0,4–~1,7 (lewa granica przedziału z włączeniem wartości 0,4), a 0–~1,7 (lewa granica przedziału bez wartości zerowej). Niezerowa różnica elektroujemności powoduje przesunięcie wiążącej pary elektronowej w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Jeśli łączące się atomy są atomami różnych pierwiastków, to znaczy, że mają różne promienie kowalencyjne, nawet jeśli ich elektroujemności w skali Paulinga są jednakowe. W rezultacie wiążąca para elektronowa nie znajdzie się dokładnie pośrodku długości wiązania, co oznacza, że wiązanie będzie spolaryzowane. Sytuacja przypomina tu rachunek prawdopodobieństwa – można powiedzieć, że wydarzenie jest niemożliwe tylko wtedy, gdy jego prawdopodobieństwo jest równe dokładnie zeru. Gdy jest niezerowe, to choćby znikome, nie można stwierdzić, że to wydarzenie jest niemożliwe. J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 127. Co mieć na względzie? Warto także pamiętać, że skala Paulinga nie jest jedyną skalą elektroujemności. Na przykład w skali Allreda-Rochowa wodór i fosfor nie mają jednakowej wartości elektroujemności! Zatem z punktu widzenia skali Allreda-Rochowa wiązanie kowalencyjne w cząsteczce fosforowodoru PH3 nie może być niespolaryzowane, ponieważ różnica elektroujemności jest równa 0,1. Jak wygląda typowe zadanie? Treść typowego zadania dotyczącego sposobu łączenia się atomów może być następująca: Ustal rodzaj wiązania chemicznego w substancjach o wzorach: a) Cl2, b) HBr, c) K2O. Rozwiązanie: a) Cl2 jest cząsteczką homoatomową zbudowaną z dwóch atomów niemetalu. Różnica elektroujemności jest równa 0, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe). b) HBr jest cząsteczką heteroatomową złożoną z dwóch atomów niemetali. EH = 2,1, EBr = 2,8, różnica elektroujemności wynosi 2,8 – 2,1 = 0,7, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. c) K2O składa się z metalu i niemetalu. EK = 0,9, EO = 3,5, różnica elektroujemności wynosi 3,5 – 0,9 = 2,6, zatem w K2O występuje wiązanie jonowe. Kiedy omówić krotność wiązań? W pierwszej kolejności należy pomóc uczniom w rozpoznaniu rodzaju wiązania między atomami, zaś w drugiej – ustalić z nimi krotność wiązania oraz obecność wolnych par elektronowych, czyli zapisać wzór elektronowy. Po wprowadzeniu reguł dubletu oraz oktetu elektronowego (jako reguł najbliższego helowca z trwałą konfiguracją elektronową; reguły te obowiązują pierwiastki chemiczne do fosforu) trzeba umiejętnie dobrać przykłady substancji. Związki binarne pozwolą uniknąć kłopotliwych pytań (uczniowie nie znają jeszcze kwasów, które dopiero będą omawiane później). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 113 i 114. Jak dobrać przykłady cząsteczek z wiązaniami wielokrotnymi? Przykłady cząsteczek z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym o różnej krotności to: – cząsteczka wodoru (w której atomy uzyskują dublet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze) i cząsteczka fluorowca (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze; dodatkowo jest to okazja do wprowadzenia pojęcia wolnych par elektronowych), – cząsteczka siarki (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie podwójne; tu również pojawi się pojęcie wolnych par elektronowych), – cząsteczka azotu (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie potrójne, także i tu pojawi się kwestia wolnych par elektronowych). Po omówieniu podstaw można przejść do podania przykładów cząsteczek z kilkoma wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi o różnej krotności: – z jednym wiązaniem pojedynczym – np. HCl lub HBr, – z dwoma wiązaniami pojedynczymi – np. H2O lub SCl2, – z trzema wiązaniami pojedynczymi – np. NH3 lub NF3, – z wiązaniami podwójnymi – CO2 (wyjaśnienie tego przypadku można połączyć ze wskazaniem przesunięcia wspólnej pary elektronowej jako elementu charakterystycznego wiązań spolaryzowanych; następstwem tego przesunięcia jest pojawienie się w cząsteczce biegunów dodatniego i ujemnego, a zatem powstanie dipola). J. Kulawik, T. Kulawik, M. Litwin, Chemia Nowej Ery, podręcznik dla klasy 7, Warszawa 2017, s. 130. Czego nie robić? Zdecydowanie należy unikać zapisywania wzorów kreskowych związków chemicznych uznanych za jonowe, takich jak np. Na2O, CaO, gdyż związki jonowe nie występują w postaci cząsteczek. Oczywiście dotyczy to również soli. W postaci wzorów kreskowych można przedstawiać cząsteczki związków kowalencyjnych, pamiętając jednak o tym, by unikać cząsteczek z wiązaniami powstającymi w mechanizmie donorowo-akceptorowym (wiązania koordynacyjne obecne w SO2, SO3, NO, NO2, CO), gdyż nie uwzględniono ich w podstawie programowej dla szkoły podstawowej. Wiązania Chemiczne Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej. Wiązania wielokrotne i pojedyncze Do utworzenia typowego wiązania chemicznego potrzeba minimum dwóch elektronów, zwykle po jednym z każdego łączącego się atomu. Wiązanie, które tworzą dwa elektrony nazywa się wiązaniem pojedyczym. Gdy uczestniczących elektronów jest 4, mamy do czynienia z wiązaniem podwójnym, które jednak w istocie jest dwoma różnymi wiązaniami łączącymi te same atomy. Gdy dzielonych elektronów jest 6, mamy do czynienia z wiązaniem potrójnym. Wiązania pojedyncze, podwójne i potrójne występują dość powszechnie. Dużo mniej często spotykane są wiązania o większej krotności, niemniej istnieje kilkaset związków w których występują wiązania poczwórne oraz są też pierwsze doniesienia naukowe o istnieniu wiązań sześciokrotnych. Delokalizacja wiązań Wiele wiązań wielokrotnych jest zdelokalizowanych, tzn. tworzące je elektrony są uwspólniane przez więcej niż dwa atomy. Delokalizacja ta może przybierać albo formę rezonansu chemicznego tak jak to ma miejsce w np: związkach aromatycznych lub formę pasm orbitalowych - występujących zwłaszcza w kryształach metali (tzw. wiązanie metaliczne) ale również w niektórych rodzajach polimerów oraz sprzężonych dienów. Występowanie pasm zdelokalizowanych orbitali umożliwia powstanie pasm przewodnictwa, które nadają materiałom cechy przewodników elektrycznych. Podział wiązań ze względu na ich naturę Podział wiązań ze wględu na ich naturę wynika z odpowiedzi na pytanie, które w uporszczeniu brzmi: Gdzie znajdują się elektrony uwspólnianie w ramach tych wiązań? Podział ten jest bardzo nieostry, często dyskusyjny w przypadku wielu związków chemicznych i silnie zależy od przyjętych kryteriów, które są również często dyskutowane i powoli ewoluują. Dokładną naturę wiązań bada się złożonymi metodami fizykochemicznymi, takimi jak np. rentgenografia strukturalna, ESR, NMR, które umożliwiają tworzenie "map" gęstości elektronowej występującej wokół jąder atomów tworzących związki chemiczne. Ze względu na to, że wiązania chemiczne są w istocie zjwiskami kwantowymi pełen opis ich natury i odmian jest możliwy dopiero na poziomie opisu mechaniki kwantowej. Wiązanie atomowe (kowalencyjne niespolaryzowane) Wiązanie atomowe powstaje między dwoma, jednakowymi atomami (np.: dwoma atomami wodoru) lub atomami pierwiastków o róźnicy elektroujemności mniejszej od Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są dzielone dokładnie po "równo" między oboma atomami, więc wiązanie jest apolarne - nie wykazujące nierównosci w rozkładzie ładunku elektrycznego po stronie któregoś z atomów. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemnosci jest większa od ale mniejsza od 1,7. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje, że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy małego magnesu (tzw. własnosci dipolowe). Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi. Wiązania koordynacyjne mając często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formanie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności których zwykłe wiązania kowalencyjne nigdy nie mogły by mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np te występujące w Pi kompleksach. Wiązanie jonowe Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej. Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Np: we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany. Wiązanie wodorowe Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań, jednak ten rodzaj oddziaływania również łączy ze sobą atomy. Wiązanie wodorowe polega na "dzieleniu" między dwoma atomami (np. tlenu) jednego atomu wodoru, tak, że atom wodoru jest częściowo połączony z nimi oboma. Można to też ująć w ten sposób, że atom wodoru jest powiązany z oboma atomami wiązaniami "połówkowymi", gdyż jedno normalne pojedyncze (czyli dwuelektronowe) wiązanie wodór-inny atom jest dzielone na dwa slabsze "półwiązania" inny atom-wodór i wodór-inny atom. Oddziaływania międzycząsteczkowe Oddziaływania międzycząsteczkowe to inne niż wiązania chemiczne siły wiążące atomy i cząsteczki. Podstawowa różnica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi a wiązaniami chemicznymi, polega na tym, że nie wiążą one atomów na tyle trwale, aby umożliwiało to uznanie powstałych w ten sposób struktur za związki chemiczne w pełnym znaczeniu tego terminu. Granica między oddziaływaniami międzycząsteczkowymi i wiązaniami jest jednak płynna. Np: wiązanie wodorowe - jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne, jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek w duże konglomeraty o zmiennym składzie, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe. Tworzeniem się tego rodzaju konglomeratów powiązanych rozmaitymi oddziaływania międzycząsteczkowymi zajmuje się chemia supramolekularna. zapytał(a) o 15:56 Chemia - wiązania chemiczne ? Kwas siarkowy 6 + chlorek barukwas węglowy + chlorek rtęci 2kwas siarkowy 4 + chlorek miku (? nie mogłam się odczytać z własnego zeszytu...)Chodzi o to żeby policzyć takie wiem jak się to nazywa, ale tak to wygląda np. :H2S +Pb2NO13 -> PbS2+2HNO32H+S-2+Pb+++2NO3->PbS+2H++2NO3s-2+Pb+2->PB S {strzałka w dół}To chyba wiązania i jak możecie to piszcie te dwójki małe inaczej od tych dużych, bo mają być takie i takie, żebym wiedziała co gdzie ktoś? Wynagrodzę. ^^ No tak, ale moze mi ktoś to zrobić , bo nie umiem, nie mam tego w podr?Kwas siarkowy 6 + chlorek baru -> ?kwas węglowy + chlorek rtęci 2 -> ?kwas siarkowy 4 + chlorek miku -> ? Ostatnia data uzupełnienia pytania: 2010-03-24 16:05:30 To pytanie ma już najlepszą odpowiedź, jeśli znasz lepszą możesz ją dodać 1 ocena Najlepsza odp: 100% Odpowiedzi blocked odpowiedział(a) o 12:37 kowalencyjnekowalencyjne spolaryzowanejonowewodorowe ∆=b²-4ac odpowiedział(a) o 12:40 Jeszcze koordynacyjne, ale to już wszystkie wiązania ze względu na moc. Masz jeszcze oddziaływania, np. wiązania wodorowe, oddziaływania van der Vaalsa, oddziaływania dipol-dipol. I potem można dzielić ze względu na związki, czy pierwiastki, jakie je tworzą, np. glikozydowe - w cukrach, peptydowe - w białkach, fosfodiestrowe - w kwasach nukleinowych, mostki disiarczkowe - w czym polegają to poszukaj na wikipedii, bo nie chce mi się tego kopiować ;p kowalencyjne spolaryzowanekowalencyjne niespolaryzowanejonowe xyz888 odpowiedział(a) o 16:00 Uważasz, że ktoś się myli? lub

wiązania chemiczne przykłady i rozwiązania