Pytania powtórkowe do lekcji “Wiązania chemiczne”

<

Oto pytania, na które powinieneś/aś umieć odpowiedzieć po opanowaniu lekcji “Wiązania chemiczne”. Zapisz odpowiedzi na poniższe pytania w zeszycie, a następnie sprawdź swoje odpowiedzi z odpowiedziami zamieszczonymi poniżej. Pytania, na które nie znałeś/aś odpowiedzi zaznacz do powtórki i wróć do nich następnego dnia. Powodzenia! 🙂

Pytania

1. Czym jest wiązanie chemiczne?
2. Na czym polega reguła oktetu i dubletu?
3. Czym jest elektroujemność?
4. Czy wszystkie atomy po utworzeniu wiązań chemicznych uzyskują dublet lub oktet?
5. Jakie rodzaje wiązań wyróżniamy?
6. Kiedy mamy do czynienia z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym?
7. Kiedy mamy do czynienia z wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym?
8. Kiedy mamy do czynienia z wiązaniem jonowym?
9. Rodzajem jakiego wiązania jest wiązanie koordynacyjne?
10. Na czym polega wiązanie koordynacyjne?
11. Dlaczego wiązanie koordynacyjne nazywa się także wiązaniem donorowo-akceptorowym?
12. Co to są atomy równocenne? Czy w jonie NH₄⁺ wszystkie atomy wodoru są równocenne?
13. Czym są pary wiążące a czym pary niewiążące?
14. Czy wiązanie jonowe zawsze powstaje pomiędzy metalem i niemetalem?
15. Czy wiązanie jonowe powstaje zawsze, gdy różnica elektroujemności pomiędzy pierwiastkami wynosi 1,7 lub więcej?
16. Czy sole amonowe to związki jonowe?
17. Czy związki jonowe występują w postaci cząsteczek?
18. Podaj właściwości fizyczne związków jonowych.
19. Czy związki jonowe w stanie stałym przewodzą prąd elektryczny?
20. Dlaczego stwierdzenie “związki jonowe po rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu dobrze przewodzą prąd elektryczny, ponieważ dochodzi wtedy do powstawania jonów” jest niepoprawne?
21. Dlaczego stwierdzenie “wiązanie jonowe polega na przeniesieniu elektronu z atomu o mniejszej elektroujemności do atomu o większej elektroujemności” jest niepoprawne?
22. Czy tylko związki jonowe ulegają dysocjacji elektrolitycznej?
23. Czy wiązania jonowe można zaznaczać kreskami?
24. Podaj właściwości fizyczne związków kowalencyjnych.
25. Czym jest i jak powstaje wiązanie wodorowe?
26. W jaki sposób oznacza się wiązanie wodorowe?
27. Jakie cechy substancji wynikają z obecności wiązań wodorowych?
28. Wiązania wodorowe powstają pomiędzy cząsteczkami czy w obrębie jednej cząsteczki?
29. Dlaczego stwierdzenie “wiązania wodorowe obecne w cząsteczkach wody są przyczyną jej wysokiej temperatury wrzenia” jest niepoprawne?
30. Ile wiązań wodorowych może wytworzyć każda cząsteczka wody?
31. Dlaczego stwierdzenie “wiązania wodorowe powstają pomiędzy dodatnio naładowanym atomem wodoru jednej drobiny połączonym z atomem o wysokiej elektroujemności, a ujemnie naładowanym atomem pierwiastka o wysokiej elektroujemności (N, F, O) pochodzącym od innej drobiny” jest niepoprawne?
32. Na czym polega polaryzacja wiązania?
33. W jaki sposób oznacza się wiązania kowalencyjne spolaryzowane?
34. Na czym polega wiązanie metaliczne?
35. Czym różnią się wzory strukturalne od wzorów elektronowych?
36. Wiązanie pojedyncze to wiązanie sigma czy wiązanie pi?
37. Ile wiązań sigma i ile wiązań pi wchodzi w skład wiązania podwójnego?
38. Ile wiązań sigma i ile wiązań pi wchodzi w skład wiązania potrójnego?
39. Wiązanie koordynacyjne jest wiązaniem sigma czy wiązaniem pi?
40. Ile jest wiązań koordynacyjnych w cząsteczce CO?
41. Czym różnią się orbitale atomowe od orbitali molekularnych?
42. Jakie znasz rodzaje orbitali atomowych?
43. Jakie znasz rodzaje orbitali molekularnych?
44. W jaki sposób powstaje wiązanie sigma?
45. W jaki sposób powstaje wiązanie pi?
46. Jakie związki tworzą kryształy jonowe?
47. Czym są kryształy metaliczne? Podaj przykłady.
48. Jakie związki tworzą kryształy molekularne?
49. Czym są kryształy kowalencyjne? Podaj przykłady.
50. Jakie właściwości mają związki tworzące kryształy jonowe?
51. Jakie właściwości mają kryształy metaliczne?
52. Jakie właściwości mają kryształy molekularne?
53. Jakie właściwości mają kryształy kowalencyjne?
54. Co to jest alotropia pierwiastków?
55. Jakie znasz odmiany alotropowe węgla?

Odpowiedzi

1. Wiązanie chemiczne to oddziaływanie pomiędzy atomami, które prowadzi do powstania stabilnych układów, takich jak cząsteczki, przez wspólne korzystanie z elektronów lub przenoszenie elektronów między atomami.
2. Reguła oktetu mówi, że atomy dążą do uzyskania 8 elektronów na ostatniej powłoce, co stabilizuje ich strukturę (jak w przypadku gazów szlachetnych). Reguła dubletu dotyczy małych atomów, takich jak wodór i hel, które stabilizują się przy dwóch elektronach na powłoce walencyjnej.
3. Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów. Im wyższa elektroujemność, tym silniej atom przyciąga elektrony.
4. Nie wszystkie atomy dążą do uzyskania oktetu lub dubletu. Istnieją wyjątki, takie jak związki boru, które mogą tworzyć stabilne układy z mniej niż 8 elektronami walencyjnymi, oraz pierwiastki z grup 3-12, które mogą mieć więcej niż 8 elektronów walencyjnych.
5. Wyróżniamy wiązania: kowalencyjne (niespolaryzowane i spolaryzowane, w tym koordynacyjne), jonowe, oraz metaliczne.
6. Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane występuje, gdy dwa atomy mają identyczną lub bardzo zbliżoną elektroujemność (różnica elektroujemności nie przekracza 0,4), a elektrony są równomiernie rozdzielone pomiędzy atomami. Przykład: cząsteczka H₂
7. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane powstaje, gdy różnica elektroujemności między atomami jest zawiera się w przedziale od 0,4 do 1,7 choć nie jest to ścisła reguła, a elektrony są nieco bardziej przyciągane przez jeden z atomów. Przykład: cząsteczka HCl.
8. Wiązanie jonowe powstaje najczęściej, gdy różnica elektroujemności między atomami jest duża (zwykle 1,7 lub więcej), i jeden atom całkowicie przekazuje elektron drugiemu, tworząc jony. Przykład: chlorek sodu NaCl, chlorek potasu KBr.
9. Wiązanie koordynacyjne jest rodzajem wiązania kowalencyjnego, w którym jedna cząsteczka lub jon dostarcza parę elektronów do utworzenia wiązania.
10. W wiązaniu koordynacyjnym wiążąca para elektronowa pochodzi od jednego atomu (donora), który udostępnia ją drugiemu atomowi (akceptorowi), aby utworzyć wiązanie.
11. Wiązanie koordynacyjne nazywa się wiązaniem donorowo-akceptorowym, ponieważ jeden atom (donor) dostarcza parę elektronową, a drugi atom (akceptor) przyjmuje tę parę.
12. Atomy równocenne to atomy tego samego pierwiastka w drobinie, które pełnią taką samą rolę. W jonie NH₄⁺​ , a także w cząsteczce CH₄, NH₃ wszystkie atomy wodoru są równocenne, ponieważ są związane w ten sam sposób z atomem azotu.
13. Pary wiążące to pary elektronów, które uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych. Pary niewiążące (wolne pary) to pary elektronów walencyjnych, które nie tworzą wiązań, ale mogą wpływać na kształt drobiny.
14. Wiązanie jonowe często powstaje między metalem a niemetalem (dotyczy to zwłaszcza metali bloku s i niemetali z grupy XVII), ale istnieją związki odbiegające od tej reguły np. AlCl₃ – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
15. Wiązanie jonowe zwykle powstaje przy różnicy elektroujemności 1,7 lub większej, ale nie jest to ścisła reguła – istnieje wiele związków odbiegających od tej “reguły” tj. HF – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
16. Tak, wszystkie sole amonowe są związkami jonowymi.
17. Związki jonowe nie tworzą cząsteczek – występują w postaci uporządkowanej sieci krystalicznej.
18. Związki jonowe mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia, są kruche, przewodzą prąd elektryczny w stanie stopionym lub w roztworze, ale nie w stanie stałym.
19. Nie, związki jonowe w stałym stanie skupienia nie przewodzą prądu elektrycznego. Dopiero po rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu przewodzą prąd elektryczny.
20. Stwierdzenie jest niepoprawne, ponieważ jony są już obecne w sieci krystalicznej związków jonowych; po rozpuszczeniu lub stopieniu dochodzi do ich uwolnienia, a nie do ich powstawania.
21. Stwierdzenie jest niepoprawne, ponieważ „przeniesienie” elektronów z atomu o mniejszej elektroujemności do atomu o większej elektroujemności to mechanizm powstawania wiązania jonowego. Natomiast samo wiązanie jonowe polega na przyciąganiu elektrostatycznym pomiędzy kationem i anionem.
22. Nie, nie tylko związki jonowe ulegają dysocjacji. Związki kowalencyjne np. kwasy również ulegają dysocjacji elektrolitycznej HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^–
23. Wiązania jonowe nie powinny być zaznaczane kreskami (używanymi dla wiązań kowalencyjnych), ponieważ nie występuje w ich przypadku uwspólnianie par elektronowych. Wiązanie jonowe to przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy kationami i anionami.
24. Związki kowalencyjne mają niższe temperatury topnienia i wrzenia niż związki jonowe, często są gazami lub cieczami w temperaturze pokojowej, nie przewodzą prądu elektrycznego w stanie stałym ani w roztworze.
25. Wiązanie wodorowe to rodzaj oddziaływania między cząsteczkami, w którym atom wodoru związany z silnie elektroujemnym atomem (np. O, N, F) oddziałuje z innym atomem o dużej elektroujemności (O, N, F). Wiązanie wodorowe powstaje pomiędzy atomem wodoru posiadającym cząstkowy ładunek dodatni a atomem N, O lub F posiadającym cząstkowy ładunek ujemny.
26. Wiązania wodorowe są zazwyczaj oznaczane przerywaną linią.
27. Obecność wiązań wodorowych przyczynia się do m. in. wysokiej temperatury wrzenia i topnienia związków chemicznych.
28. Wiązania wodorowe mogą powstawać zarówno między cząsteczkami (np. pomiędzy cząsteczkami wody, amoniaku), jak i w obrębie jednej cząsteczki (pomiędzy grupą COOH a grupą OH w kwasie salicylowym, pomiędzy zasadami azotowymi w cząsteczce DNA).
29. Stwierdzenie jest niepoprawne, ponieważ wiązania wodorowe występują pomiędzy cząsteczkami wody. W cząsteczkach wody są obecne wiązania kowalencyjne spolaryzowane.
30. Każda cząsteczka wody może utworzyć maksymalnie cztery wiązania wodorowe (2 at. H z cząstkowym ładunkiem dodatnim, 1 at. O posiadający 2 wolne pary elektronowe)
31. Stwierdzenie jest niepoprawne, ponieważ sugeruje, że w wiązaniu wodorowym biorą udział jony (dodatnio i ujemnie naładowane atomy). Tymczasem w tym wiązaniu biorą udział atomy posiadające cząstkowy ładunek dodatni i ujemny.
32. Polaryzacja wiązania polega na przesunięciu chmury elektronowej w kierunku bardziej elektroujemnego atomu, co powoduje powstanie dipola z ładunkami cząstkowymi.
33. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane oznacza kreską lub klinem (szersza część skierowana jest do atomu bardziej elektroujemnego). Atom mniej elektroujemny oznacza się symbolem (δ+) delta+, a atom bardziej elektroujemny symbolem (δ−) delta−.
34. Wiązanie metaliczne polega na swobodnym przemieszczaniu się elektronów w sieci krystalicznej metalu, co prowadzi do właściwości takich jak przewodnictwo elektryczne i cieplne, metaliczny połysk.
35. Wzory strukturalne pokazują, jak atomy są połączone w cząsteczce za pomocą kresek (symbolizujących wiązania), natomiast wzory elektronowe uwzględniają rozmieszczenie elektronów walencyjnych, w tym wolnych par elektronowych, a także obecność wiązań koordynacyjnych.
36. Wiązanie pojedyncze to wiązanie sigma (σ), które powstaje przez czołowe nakładanie się orbitali.
37. Wiązanie podwójne składa się z jednego wiązania sigma i jednego wiązania pi (π).
38. Wiązanie potrójne składa się z jednego wiązania sigma i dwóch wiązań pi.
39. Jeśli pomiędzy atomami występuje jedno wiązanie koordynacyjne i 0 innych rodzajów wiązań, to wtedy to wiązanie koordynacyjne jest wiązaniem sigma. Jeśli wiązanie koordynacyjne pomiędzy dwoma atomami występuje w towarzystwie innych wiązań kowalencyjnych, to nie da się ustalić które z nich jest wiązaniem sigma, a które wiązaniem pi.
40. W cząsteczce CO występuje jedno wiązanie koordynacyjne, w którym atom tlenu jest donorem pary elektronowej, a atom węgla jest jej akceptorem.
41. Orbitale atomowe to przestrzenie w atomie, w których z największym prawdopodobieństwem znajduje się elektron. Orbitale molekularne obejmują cały układ cząsteczki, tworząc się z połączenia orbitali atomowych.
42. Rodzaje orbitali atomowych to: s, p, d, f – różnią się kształtem i energią.
43. Orbitale molekularne: s-s, s-p, p-p.
44. Wiązanie sigma powstaje przez czołowe nakładanie się orbitali atomowych.
45. Wiązanie pi powstaje przez boczne nakładanie się orbitali atomowych p.
46. Kryształy jonowe tworzą związki jonowe, takie jak chlorek sodu NaCl, MgCl₂, KBr, NaH itd.
47. Kryształy metaliczne to struktury, w których atomy metali są uporządkowane w sieci krystalicznej z elektronami swobodnymi. Przykłady: żelazo, miedź.
48. Kryształy molekularne tworzą związki kowalencyjne, które mają słabe oddziaływania międzycząsteczkowe. Przykład: H_2​O, CO₂.
49. Kryształy kowalencyjne to sieci atomów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi. Przykłady: diament, grafit, krzem.
50. Związki tworzące kryształy jonowe mają wysokie temperatury topnienia, są kruche, przewodzą prąd po rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu.
51. Kryształy metaliczne przewodzą prąd elektryczny i ciepło, mają wysokie temperatury topnienia, są kowalne i ciągliwe.
52. Kryształy molekularne mają niskie temperatury topnienia, są miękkie, nie przewodzą prądu elektrycznego.
53. Kryształy kowalencyjne są twarde, mają bardzo wysokie temperatury topnienia, są izolatorami elektrycznymi (np. diament) lub półprzewodnikami (np. krzem).
54. Alotropia polega na występowania tego samego pierwiastka w różnych formach o odmiennej budowie wewnętrznej (np. różne struktury krystaliczne). Odmiany alotropowe pierwiastków mają takie same właściwości chemiczne, ale różne właściwości fizyczne.
55. Odmiany alotropowe węgla to: diament, grafit, fulereny, grafen.