Wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne – zadania maturalne z chemii

9
zadań: 19
poleceń: 9
poleceń otwartych z oceną: 1
lekcji interaktywnych

Rodzaje wiązań chemicznych i struktury elektronowe

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

### Klasyfikacja wiązań na podstawie różnicy elektroujemności Rodzaj wiązania chemicznego w dużym stopniu zależy od różnicy elektroujemności (ΔE) połączonych atomów (w skali Paulinga). W sposób uproszczony przyjmujemy, że: * **ΔE < 0,4** – wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (wspólna para elektronowa znajduje się symetrycznie między atomami, np. Cl₂, H₂), * **0,4 ≤ ΔE ≤ 1,7** – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (para elektronowa przesunięta w stronę atomu bardziej elektroujemnego, np. H₂O, HCl), * **ΔE > 1,7** – wiązanie jonowe (przejście elektronu i utworzenie kationu oraz anionu, np. NaCl). *Wyjątek:* Cząsteczka HF ma ΔE = 1,9, ale jest związkiem kowalencyjnym spolaryzowanym (łączą się dwa niemetale, brak całkowitego oderwania elektronu i przejścia do budowy sieci jonowej). ### Wzory elektronowe kreskowe i wiązanie koordynacyjne Wzór kreskowy (struktura Lewisa) przedstawia wszystkie elektrony walencyjne – zarówno te tworzące wiązania (pary wiążące), jak i wolne pary elektronowe (niewiążące). Kreska symbolizuje jedną parę elektronów. Szczególnym typem wiązania kowalencyjnego jest **wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe)**. Obie cząstki w tym wiązaniu dzielą wspólną parę elektronową, ale pochodzi ona wyłącznie od jednego atomu (**donora**), który udostępnia ją atomowi posiadającemu pusty orbital walencyjny (**akceptorowi**). Przykłady: NH₄⁺, H₃O⁺, SO₂, HNO₃, CO. ### Wiązania σ i π W zależności od sposobu nakładania się orbitali wyróżniamy wiązania sigma (σ) oraz pi (π): * **Wiązanie σ** powstaje wskutek czołowego nakładania się orbitali (na osi łączącej jądra). * **Wiązanie π** powstaje z bocznego nakładania się orbitali p (nad i pod osią wiązania σ). Zależność w krotnościach wiązań: * Wiązanie pojedyncze = 1 σ * Wiązanie podwójne = 1 σ + 1 π * Wiązanie potrójne = 1 σ + 2 π ### Przykład z rozwiązaniem **Zadanie:** Narysuj wzór kreskowy cząsteczki SO₂ zgodnie z regułą oktetu i podaj liczbę wiązań σ i π. **Rozwiązanie:** Atom centralny (S) jest w 16. grupie (6 e- walencyjnych). Tworzy on podwójne wiązanie z jednym atomem tlenu (S=O). Pozostaje mu 1 wolna para elektronowa i jeszcze jedna para. Tę parę współdzieli z drugim atomem tlenu w ramach wiązania koordynacyjnego (S→O). W cząsteczce występuje jedno wiązanie podwójne (1σ, 1π) oraz jedno pojedyncze koordynacyjne (1σ). Łącznie: **2 wiązania σ, 1 wiązanie π**.

Zapamiętaj

ΔE > 1,7 to reguła, od której istnieją ważne wyjątki (np. HF jest spolaryzowany, a nie jonowy).
W wiązaniu koordynacyjnym jedna strona oddaje całą parę (donor), a druga zapewnia pusty orbital (akceptor).
Każde pierwsze i jedyne wiązanie między atomami to wiązanie σ. Kolejne tworzące się między tą samą parą atomów to wiązania π.
Rysując wzory elektronowe kreskowe (wymóg maturalny!), należy koniecznie pamiętać o uwzględnieniu WOLNYCH PAR ELEKTRONOWYCH (kresek).

Typowe błędy

Brak zaznaczania wolnych par elektronowych na atomach wchodzących w skład cząsteczek na egzaminie (skutkuje utratą punktów).
Mylenie wiązania koordynacyjnego z podwójnym w pierwiastkach drugiego okresu. Np. dla HNO₃ narysowanie azotu z 5 wiązaniami (łamie to bezwzględną regułę oktetu dla okresu 2).
Zliczanie wiązań π – uczniowie czasami myślą, że wiązanie potrójne to 3 wiązania π (zamiast 1 σ i 2 π).

Wymagania podstawy programowej

II.1.1 Przewiduje rodzaj wiązania na podstawie różnicy elektroujemności; opisuje wiązanie jonowe, kowalencyjne niespolaryzowane i spolaryzowane.
II.1.2 Zapisuje wzory elektronowe (kreskowe) cząsteczek i jonów, w tym z wiązaniem koordynacyjnym; wskazuje wolne pary elektronowe.
II.1.3 Rozróżnia wiązania σ i π; określa ich liczbę w cząsteczce.

Przykładowe zadania

Zadanie 1

Poniżej przedstawiono budowę cząsteczek ozonu (O₃) i tlenku siarki(IV) (SO₂). W obu przypadkach atomem centralnym jest atom, który występuje w cząsteczce pojedynczo (w O₃ jest to środkowy atom tlenu). Cząsteczki te mają budowę kątową, a zgodnie z regułą oktetu jeden z atomów tlenu w każdej z tych cząsteczek jest połączony z atomem centralnym wiązaniem koordynacyjnym.

1.1 Narysuj wzór elektronowy kreskowy cząsteczki ozonu (O₃), uwzględniając wiązanie koordynacyjne (donorowo-akceptorowe) oraz zaznaczając wszystkie wolne pary elektronowe. (1 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: Atom centralny O połączony podwójnym wiązaniem z jednym atomem O (który ma 2 wolne pary elektronowe) oraz pojedynczym wiązaniem (strzałką) z drugim atomem O (który ma 3 wolne pary elektronowe). Atom centralny posiada 1 wolną parę elektronową.
W cząsteczce O₃ środkowy atom tlenu tworzy wiązanie podwójne z jednym atomem tlenu i wiązanie koordynacyjne z drugim. Aby spełnić regułę oktetu, środkowy atom ma 1 wolną parę elektronową.
1.2 Stosunek liczby wiązań σ do liczby wiązań π w cząsteczce ozonu wynosi ___. (1 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: 2 do 1
Cząsteczka O₃ ma jedno wiązanie pojedyncze (koordynacyjne) i jedno podwójne. Każde wiązanie (pojedyncze, podwójne, potrójne) zawiera jedno wiązanie σ. Wiązanie podwójne zawiera dodatkowo jedno wiązanie π. Zatem mamy 2 wiązania σ i 1 wiązanie π.
1.3 Oceń prawdziwość poniższych zdań dotyczących cząsteczki SO₂ (przy założeniu spełnienia reguły oktetu). (1 pkt)
- 1. Atom siarki pełni funkcję akceptora pary elektronowej w wiązaniu koordynacyjnym. (P/F)
- 2. W cząsteczce SO₂ występują dokładnie dwa wiązania σ i jedno wiązanie π. (P/F)
- 3. Atom siarki w cząsteczce SO₂ nie posiada żadnej wolnej pary elektronowej. (P/F)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: 1 – F, 2 – P, 3 – F
Atom siarki w modelu z regułą oktetu oddaje parę elektronową (jest donorem) na rzecz atomu tlenu (akceptor). W cząsteczce występują wiązania σ i π, ale wolna para elektronowa na atomie siarki wpływa na jej kątową budowę.

Zadanie 2

Tlenek węgla(II) (CO) to silnie toksyczny, bezwonny gaz. Pomiędzy atomem węgla a atomem tlenu w tej cząsteczce istnieje potrójne wiązanie, z którego jedno jest wiązaniem koordynacyjnym.

2.1 Narysuj wzór elektronowy kreskowy cząsteczki tlenku węgla(II). Określ, który atom (węgla czy tlenu) pełni w wiązaniu koordynacyjnym rolę donora, a który akceptora. (2 pkt)
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: Wzór: |C≡O| (lub dwa wiązania zwykłe i jedno oznaczone strzałką od O do C). Tlen ma jedną wolną parę elektronową, węgiel ma jedną wolną parę elektronową. Atom tlenu pełni rolę donora, a atom węgla – akceptora.
W cząsteczce CO, aby oba atomy spełniały regułę oktetu, tlen uwspólnia jedną ze swoich wolnych par elektronowych z węglem, tworząc wiązanie koordynacyjne, w którym jest donorem.
2.2 Wybierz poprawne dokończenie zdania. Wiązanie w cząsteczce tlenku węgla(II) można sklasyfikować jako: (1 pkt)
- A. jonowe.
- B. kowalencyjne niespolaryzowane.
- C. kowalencyjne spolaryzowane.
- D. metaliczne.
Pokaż odpowiedź
Odpowiedź: C. kowalencyjne spolaryzowane.
Różnica elektroujemności (w skali Paulinga) między tlenem (3,5) a węglem (2,5) wynosi 1,0, co wskazuje na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Ćwicz ten dział z oceną – Premium Załóż darmowe konto