Hybrydyzacja i kształt cząsteczek – zadania maturalne z chemii

8
zadań: 18
poleceń: 9
poleceń otwartych z oceną: 1
lekcji interaktywnych

Hybrydyzacja atomu centralnego i przewidywanie kształtu cząsteczek (Metoda VSEPR)

Barwienie płomienia przez kationy metali — Li⁺ · Na⁺ · K⁺ · Cu²⁺ — Barwienie płomienia przez kationy metali — *Li⁺ · Na⁺ · K⁺ · Cu²⁺*

### Wstęp do metody VSEPR Kształt cząsteczek chemicznych możemy skutecznie przewidzieć na podstawie metody VSEPR (ang. *Valence Shell Electron Pair Repulsion*), która zakłada, że pary elektronowe w powłoce walencyjnej atomu centralnego odpychają się wzajemnie, dążąc do zajęcia w przestrzeni pozycji maksymalnie od siebie oddalonych. Pozwala to na zminimalizowanie energii układu. Aby określić hybrydyzację i geometrię, wyznaczamy tzw. **Liczbę przestrzenną (Lp)**: \[ Lp = \sigma + WPE \] gdzie **σ** to liczba podstawników (atomów przyłączonych do atomu centralnego), a **WPE** to liczba wolnych par elektronowych na atomie centralnym. ### Hybrydyzacja a układ przestrzenny par elektronowych Typ hybrydyzacji atomu centralnego ściśle wiąże się z obliczoną liczbą przestrzenną: * **Lp = 2** to hybrydyzacja **sp**. Układ przestrzenny: **liniowy** (kąt 180°). * **Lp = 3** to hybrydyzacja **sp²**. Układ przestrzenny: **trójkąt płaski** (kąt 120°). * **Lp = 4** to hybrydyzacja **sp³**. Układ przestrzenny: **tetraedr** / czworościan foremny (kąt ok. 109,5°). Należy stanowczo rozróżnić **geometrię par elektronowych** od **kształtu cząsteczki**. Kształt cząsteczki „widzi” tylko atomy, pomijając wolne pary elektronowe w nazewnictwie kształtu, choć to one o nim decydują! ### Przewidywanie polarności Polarność cząsteczki to efekt wektorowego dodawania momentów dipolowych poszczególnych wiązań. Jeżeli cząsteczka ma wysoce symetryczny kształt, wokół atomu centralnego znajdują się jednakowe podstawniki i brak jest wolnych par (np. CO₂, BF₃, CH₄), wektory znoszą się, a **cząsteczka jest niepolarna** (moment dipolowy równy 0). Asymetria wynikająca z różnych podstawników (np. CH₃Cl) lub obecności wolnych par elektronowych burzących symetrię (np. NH₃, H₂O) powoduje, że wektory się nie redukują – cząsteczka jest **polarna**. ### Przykład z rozwiązaniem **Przykład:** Określ kształt i polarność cząsteczki wody (H₂O). **Rozwiązanie:** Atomem centralnym jest tlen (grupa 16), który ma 6 elektronów walencyjnych. Tworzy 2 wiązania pojedyncze z wodorami (zużywa na to 2 elektrony). Pozostają 4 elektrony, co daje 2 wolne pary (WPE=2). Wodory stanowią 2 podstawniki (σ=2). Liczba przestrzenna Lp = 2 + 2 = 4. Hybrydyzacja to **sp³**, więc ułożenie par elektronowych to tetraedr. Ponieważ jednak „nie widzimy” 2 wolnych par przy nazywaniu kształtu, cząsteczka przyjmuje kształt **kątowy (V-kształtny)**. Brak symetrii punktowej sprawia, że wektory wiązań O-H się nie znoszą, więc cząsteczka jest **polarna**.

Zapamiętaj

Krok 1: Wyznacz liczbę przestrzenną (Lp = liczba podstawników + liczba wolnych par elektronowych centralnego atomu).
Krok 2: Odczytaj hybrydyzację: Lp=2 to sp, Lp=3 to sp², Lp=4 to sp³.
Krok 3: Określ kształt ostateczny cząsteczki „ignorując” wolne pary w nazwie, ale uwzględniając ich odpychające działanie.
Krok 4: Oceń wektory. Symetria (i równe podstawniki) = niepolarna; Asymetria (kąt, piramida, różni podstawnicy) = polarna.

Typowe błędy

Mylenie geometrii układu par elektronowych z kształtem cząsteczki (np. określenie kształtu amoniaku NH₃ jako tetraedru, podczas gdy jest to piramida trygonalna).
Zapominanie o obecności wolnych par elektronowych na atomie centralnym.
Zakładanie, że cząsteczka zbudowana z polarnych wiązań zawsze jest polarna (np. CO₂ ma silnie polarne wiązania, ale symetria czyni ją jako całość niepolarną).

Wymagania podstawy programowej

II.2.1 Określa typ hybrydyzacji (sp, sp², sp³) atomu centralnego i przewiduje kształt cząsteczki metodą VSEPR.
II.2.2 Ocenia polarność cząsteczki na podstawie jej budowy przestrzennej.

Przykładowe zadania

Zadanie 1

Tlenki węgla(IV) i siarki(IV) to w warunkach normalnych bezbarwne gazy. Pomimo faktu, że w obu cząsteczkach atom centralny połączony jest z dwoma atomami tlenu, cząsteczki te mają różną budowę przestrzenną, co skutkuje ich odmiennymi właściwościami fizycznymi, w tym różną polarnością.

1.1 Narysuj wzór elektronowy kreskowy cząsteczki SO₂, uwzględniając wolne pary elektronowe. Określ typ hybrydyzacji atomu siarki oraz kształt tej cząsteczki. (2 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: Wzór: kątowy układ O-S-O (np. jedno wiązanie podwójne, jedno koordynacyjne LUB dwa podwójne z uwzględnieniem poszerzonego oktetu), z jedną wolną parą elektronową na atomie siarki i odpowiednio rozmieszczonymi parami na atomach tlenu. Hybrydyzacja: sp². Kształt: kątowy (V-kształtny).
Cząsteczka SO₂ ma centralny atom siarki, który tworzy wiązania z dwoma atomami tlenu i posiada jedną wolną parę elektronową. Liczba przestrzenna (Lp) wynosi 3 (2 ligandy + 1 wolna para), co odpowiada hybrydyzacji sp² i budowie kątowej.
1.2 Oceń prawdziwość podanych zdań dotyczących tlenków węgla i siarki. (1 pkt)
- 1. Cząsteczka CO₂ jest niepolarna, ponieważ momenty dipolowe wiązań C=O wzajemnie się znoszą. (P/F)
- 2. Atom siarki w cząsteczce SO₃ wykazuje hybrydyzację sp³. (P/F)
- 3. Oba tlenki, SO₂ i SO₃, są cząsteczkami polarnymi. (P/F)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: 1 – P, 2 – F, 3 – F
CO₂ ma hybrydyzację sp (liniowy, niepolarny), SO₂ ma sp² (kątowy, polarny), a SO₃ ma sp² (trójkąt płaski, niepolarny ze względu na symetrię).
1.3 Wyjaśnij, dlaczego cząsteczka CO₂ jest niepolarna (moment dipolowy równy 0 D), mimo że wiązania C=O są spolaryzowane. (1 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: Cząsteczka CO2 ma budowę liniową (symetryczną). Wektory momentów dipolowych dwóch wiązań C=O mają takie same wartości, ale przeciwne zwroty, dlatego ich suma wektorowa wynosi zero, przez co cząsteczka jest niepolarna.
Polarność cząsteczki zależy nie tylko od różnicy elektroujemności (polarności wiązań), ale również od geometrii. Symetria liniowa CO₂ powoduje znoszenie się wektorów momentów dipolowych.

Zadanie 2

Jony nitroniowy (NO₂⁺) oraz azotynowy (NO₂⁻) to drobiny zawierające po jednym atomie azotu i po dwa atomy tlenu.

2.1 Określ typ hybrydyzacji orbitali walencyjnych atomu azotu i przewidź kształt jonu NO₂⁺ oraz jonu NO₂⁻. (2 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: Jon NO₂⁺: hybrydyzacja sp, kształt liniowy. Jon NO₂⁻: hybrydyzacja sp², kształt kątowy.
Jon NO₂⁺ (brak wolnych par na atomie azotu, 2 wiązania) ma Lp = 2 (sp, liniowy). Jon NO₂⁻ (jedna wolna para na atomie azotu, 2 wiązania) ma Lp = 3 (sp², kątowy).
2.2 Wybierz poprawne określenie relacji między kątami wiązań O-N-O w badanych jonach. (1 pkt)
- A. Kąt w jonie NO₂⁺ jest większy niż w jonie NO₂⁻.
- B. Kąt w jonie NO₂⁺ jest mniejszy niż w jonie NO₂⁻.
- C. Kąty w obu jonach są sobie równe i wynoszą ok. 109,5°.
- D. Kąty w obu jonach są sobie równe i wynoszą ok. 120°.
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: A. Kąt w jonie NO₂⁺ jest większy niż w jonie NO₂⁻.
NO₂⁺ jest liniowy (kąt 180°), a NO₂⁻ jest kątowy (kąt <120°), zatem kąt w NO₂⁺ jest znacznie większy.

Ćwicz ten dział z oceną – Premium Załóż darmowe konto