Darmowe Korepetycje z Chemii, spotkanie 4: Wiązania ato… — Transcript

Witam was serdecznie, moi drodzy, na czwartych zajęciach z chemii w tym roku. Dzisiaj zajmiemy się wiązaniami atomowymi, jonowymi. Jak zawsze chciałem wam podziękować za aktywność i uczestnictwo w zajęciach, ponieważ tak jak zawsze to mówię, dzięki wam ta inicjatywa trwa i mam nadzieję trwać będzie nadal. Jeżeli macie do mnie jakiekolwiek pytania, bardzo proszę o zadawanie ich za pośrednictwem opcji pytania i odpowiedzi. Postaram się w przerwie między objaśnieniami poszczególnych zadań i slajdów wyjaśnić wam, na czym polega dane zagadnienie. Proszę o chwilę cierpliwości. Moi drodzy, wiązania. Wiązania jonowe i atomowe. Taki jest temat dzisiejszych zajęć. Czym są wiązania? Zaczniemy sobie ogólnie od definicji. Wiązanie, zgodnie z nazwą, jest to coś, co wiąże. Tak. I w chemii, zależnie od tego, jakie mamy rodzaje cząstek, to takie będziemy mieli wiązanie. Pozwolicie teraz, że pokażę wam prosty schemat. W chemii możecie mieć do czynienia, no przede wszystkim z atomem, atomem jakiegoś pierwiastka. Jeżeli atomy połączą się ze sobą, to powstaje wtedy cząsteczka. Natomiast jeżeli atom i cząsteczka pozbawią się ładunku elektrycznego albo dołożą sobie dodatkowy, powstaje wtedy jon. W przypadku atomu, który ma zmieniony ładunek elektryczny, mamy jon prosty. W przypadku cząsteczki złożony. Teraz tak, jeżeli atom połączymy z atomem w kierunku powstania cząsteczki, to mamy wtedy do czynienia z wiązaniem atomowym, zgodnie z nazwą. Łączy atomy. I łączą się ze sobą wiązaniem jonowym i tym zajmiemy się dzisiaj. Natomiast wiązania między cząsteczkami, czyli wiązania międzycząsteczkowe, omówimy za tydzień. Na jakiej zasadzie cząstki w chemii łączą się ze sobą? Przede wszystkim są to siły elektrostatycznego przyciągania i to jest w przypadku, moi drodzy, wiązań jonowych plus po prostu z minusem. Zapamiętajcie taką prostą zasadę. Przeciwne ładunki łączą się ze sobą i tyle. W przypadku wiązań atomowych są to siły oddziaływań na zasadzie połączeń między atomami i uwspólnienia sobie elektronów w celu zapewnienia oktetu elektronowego. I to jest siła, która łączy wtedy te atomy, ten oktet elektronowy, orbitale, znaczy nie z hybrydyzowane, ale połączone. O tym będzie za chwilę. Tutaj nieco inaczej to wygląda. Natomiast wiązanie jonowe to jest po prostu połączenie się ładunku dodatniego z ujemnym. Wiązaniach międzycząsteczkowych też te ładunki będą miały decydującą rolę, jeśli chodzi o ich występowanie bądź też nie. Teraz tak, zasadniczy podział, zanim jeszcze przejdziemy do dokładnego omówienia, ja wyróżniam cztery. Przede wszystkim wiązania atomowe, czyli te, gdzie mamy połączenie dwóch niemetali, wiązania jonowe, gdzie mamy połączenie jonów ze sobą, jonu dodatniego i ujemnego, wiązanie między już złożonymi cząsteczkami kowalencyjnymi i wiązanie metaliczne jako specyficzny rodzaj wiązania, które omówię na kolejnych zajęciach. Widzę, że brak pytań, także przechodzę do dalszego omówienia lekcji. Teraz tak, jak powstają jony, moi drodzy, najważniejszy, czyli ten proces jonizacji. Proces jonizacji doprowadza do powstania jonu. Jak to wygląda? Mamy sobie jakikolwiek pierwiastek z określoną tam liczbą elektronów walencyjnych, to nie ma znaczenia. Może być to nawet niemetal, bo jonizacja jest procesem fizycznym. Azot ma, załóżmy, ich sobie pięć. Jeżeli dostarczymy odpowiednią ilość energii, to wtedy azot zostawi sobie załóżmy cztery elektrony, ładunek dodatni i elektron. Tak, energia musi być równa pierwszej energii jonizacji, o czym mówiłem wczoraj. Natomiast w chemii, w praktyce chemicznej, jeżeli popatrzymy na układ okresowy, to z atomów, które ulegają takiej typowej jonizacji, czyli oddają elektrony, będą nią ulegać metale. Czyli jeszcze raz przypomnę granice między metalami a niemetalami, taką umowną i uproszczoną między borem a glinem, potem między glinem a krzemem, między krzemem i germanem, germanem, arsenem, arsenem, antymonem i tak dalej. W prawo, lewo i znaczy w prawo, w dół, w prawo, w dół aż do końca. Mamy oddzielone tym samym metale od niemetali. Metale są po lewej, niemetale po prawej stronie. I zgodnie z tym, co powiedziałem, metale będą pozbawiać się elektronów i nie będą to robić w liczbie dowolnej, tylko w liczbie z góry ustalonej. Przede wszystkim będą dążyć do konfiguracji gazu szlachetnego, który jest okres wcześniej, czyli taki potas bądź wapń, będą jako jony dążyć do konfiguracji argonu poprzez odebranie sobie odpowiednio jednego bądź też dwóch elektronów. W przypadku grupy pierwszej i drugiej te jony, jak powstają kationy, dokładnie, czyli jony dodatnie, one z reguły mają określony ładunek, czyli albo jeden, albo dwa. Dodatkowo wtedy ta konfiguracja rzeczywiście jest jak helowca. W przypadku bloku D tam jest coś takiego, że one owszem częściowo tracą te elektrony i trochę się upodabniają do helowca z okresu wcześniej. Aczkolwiek raczej, no raczej zostają im na podpowłoce D część elektronów, im zostaje i to podobieństwo do helowca nie jest bynajmniej pełne. Pamiętajcie o tym. Teraz jak wygląda ten proces powstawania jonu dodatniego kationu w przypadku metali na poszczególnych przykładach. Zanim przejdziemy do wiązania, to musimy opanować jonizację. Teraz tak, weźmy sobie sód, opiszemy to na konfiguracji elektronowej. Skrócona będzie następująca: neon i za neonem będzie 3s1. Sód jako kation Na+ po prostu upodobni się do neonu, więc możemy zapisać dla Na umownie 3s0. W każdym razie stracił ten elektron. Kiedy weźmiemy sobie inny pierwiastek, na przykład mający trzy elektrony, scand, trzy elektrony walencyjne, on ma konfigurację walencyjną taką: jest argon i 4s2 3d1. I teraz tak, pamiętajcie o jednym. Kiedy mamy do czynienia z jonizacją, czyli chcemy ten elektron, te elektrony po kolei odrzucić od tego atomu, to najpierw odpadają elektrony z najbardziej zewnętrznej powłoki, czyli w tym wypadku z powłoki czwartej, którą reprezentuje orbital 4s, a dopiero potem w drugiej kolejności 3d1. To jest jeden z częściej popełnianych przez was błędów. Jakbyśmy mieli ten scand, to jego poszczególne etapy jonizacji, czyli stawania się kationem, byłyby takie. Będę pisać skrótowo, schematycznie. Scand plus miałby 4s1 3d1. Scand 2 plus miałby 4s0 i 3d1 i dopiero jako scand 3 plus będzie miał 4s0 i 3d0. Tak to mniej więcej wygląda. I dopiero teraz mamy scand, który jest stabilny chemicznie. W fizyce mamy do wyboru wszystkie możliwe jony. Tak naprawdę im więcej elektronów zabierzemy, no to wtedy jest większy ładunek dodatni. Mówimy wtedy o plazmie tak zwanej, czyli materii, która jest zjonizowana w sposób czysto fizyczny. W chemii tylko niektóre spośród jonów, spośród kationów są tak naprawdę dostępne i to są te dążące do helowców. Natomiast jak popatrzymy na układ, to bardziej ze środka bloku D weźmy metale, choćby i mangan. On ma konfigurację następującą: argon i 4s2 3d5. Kiedy staje się manganem 2 plus, z tej konfiguracji zostaje mu tylko 3d5. Także widzicie, niby do argonu się upodobnił, ale nie do końca, bo zostało coś na podpowłoce D. Także w przypadku bloku D, tych metali bloku D, pamiętajcie, że to podobieństwo do helowca nigdy nie będzie pełne. Proszę o zadawanie mi pytań. Widzę już jedno jest. Jak zapisać 4s0? To znaczy, można napisać czy Jakub? To jest tak, że ja to używam po to, żeby wam pokazać, co się zmienia. Niekoniecznie musicie to pisać. Raczej nie powinno się pisać tego na egzaminie, bo zwyczajnie wtedy pomijamy ten orbital. Ja tego używam po to, aby wam pokazać, co się dzieje, co się zmienia. Raczej to jest taki zapis bardziej umowny. Wiecie, ja mam takie swoje metody zapisywania, staram się uprzedzić, zanim to zastosuję w celach dydaktycznych, abyście zrozumieli, co robicie. A już poprawność zapisania danego zadania na egzaminie to jest inna sprawa. W każdym razie tak to wygląda, jeżeli chodzi o tworzenie kationów. Teraz aniony proste, moi drodzy, tutaj będzie prościej, bo dotyczy to niemetali, w zasadzie tylko kilku tak naprawdę: tlen, siarka, fluor, chlor, brom, jod, jeżeli już selen, ewentualnie arsen do tego. I to wy...

będzie nadal. Jeżeli macie do mnie jakiekolwiek pytania, bardzo proszę o zadawanie ich za pośrednictwem opcji pytania i odpowiedzi. Postaram się w przerwie między objaśnieniami poszczególnych zadań i slajdów wyjaśnić wam na czym polega dane zagadnienie. Proszę o chwilę cierpliwości. Moi

drodzy, wiązania. Wiązania jonowe i atomowe. Taki jest temat dzisiejszych zajęć. Czym są wiązania? Zaczniemy sobie ogólnie od definicji. Wiązanie zgodnie z nazwą jest to coś co wiąże. Tak. I w chemii zależnie od tego jakie mamy rodzaje cząstek to takie będziemy mieli

wiązanie. Pozwolicie teraz, że pokażę wam prosty schemat. W chemii możecie mieć do czynienia no przede wszystkim z atomem, atomem jakiegoś pierwiastka. Jeżeli atomy połączą się ze sobą, to powstaje wtedy cząsteczka.

Natomiast jeżeli atom i cząsteczka pozbawią się ładunku elektrycznego albo dołożą sobie dodatkowy, powstaje wtedy jon.

W przypadku atomu, który ma zmieniony ładunek elektryczny, mamy jon prosty. W przypadku cząsteczki złożony. Teraz tak, jeżeli atom połączymy z atomem w kierunku powstania cząsteczki, to mamy wtedy do czynienia z wiązaniem atomowym zgodnie z nazwą.

łączy atomy. Iy łączą się ze sobą wiązaniem jonowym i tym zajmiemy się dzisiaj. Natomiast wiązania między cząsteczkami, czyli wiązania międzycząsteczkowe omówimy za tydzień. Na jakiej zasadzie cząstki w chemii łączą się ze sobą? Przede wszystkim są to siły elektrostatecznego

przyciągania i to jest w przypadku, moi drodzy, wiązań jonowych plus po prostu z minusem. Zapamiętajcie taką prostą zasadę. Przeciwne ładunki łączą się ze sobą i tyle. W przypadku wiązań atomowych są to siły oddziaływań na zasadzie połączeń między atomami i

uwspólnienia sobie elektronów w w celu zapewnienia oktyettu elektronowego. I to jest siła, która łączy wtedy te atomy, ten oktet elektronowy, orbitale, znaczy nie z hybrydyzowane, ale połączone. O tym będzie za chwilę. Tutaj nieco inaczej to wygląda. Natomiast wiązanie

jonowe to jest po prostu połączenie się ładunku dodatniego z ujemnym. Wązaniach międzycząsteczkowych też te ładunki będą miały decydującą rolę, jeśli chodzi o ich występowanie bądź też nie. Teraz tak, zasadniczy podział, zanim jeszcze przejdziemy do dokładnego omówienia, ja wyróżniam cztery. Przede

wszystkim wiązania atomowe, czyli te, gdzie mamy połączenie dwóch niemetali, wiązania jonowe, gdzie mamy połączenie jonów ze sobą, jonu dodatniego i ujemnego. wiązanie między już złożonymi cząsteczkami kowalencyjnymi i wiązanie metaliczne jako specyficzny rodzaj wiązania, które omówię na kolejnych zajęciach. Widzę, że brak pytań, także

przechodzę do dalszego omówienia lekcji. Teraz tak, jak powstają jony, moi drodzy, najważniejszy, czyli ten proces jonizacji. Proces jonizacji doprowadza do powstania jonu. Jak to wygląda?

Mamy sobie jakikolwiek pierwiastek z określoną tam liczbą elektronów walencyjnych, to nie ma znaczenia. Może być to nawet nie metal, bo jonizacja jest procesem fizycznym. Azot ma, załóżmy ich sobie pięć. Jeżeli dostarczymy odpowiednią ilość energii, to wtedy azot zostawi

sobie załóżmy cztery elektrony, ładunek dodatni i elektron. Tak, energia musi być równa pierwszej energii ionizacji, o czym mówiłem. wczoraj.

Natomiast w chemii, w praktyce chemicznej, jeżeli popatrzymy na ukad okresowy, to z atomów, które ulegają takiej typowej ionizacji, czyli oddają elektrony, będą niej ulegać metale.

Czyli jeszcze raz przypomnę granice między metalami a niemetalami, taką umowną i uproszczoną między borem a glinem, potem między glinem a krzemem, między krzemem i germanem, germanem arsenem, arsyenem, antymonem i tak dalej. W prawo, lewo i znaczy w prawo, w

dół, w prawo, w dół aż do końca. Mamy oddzielone tym samym metale od niemetali. Metale są po lewej, nie metale po prawej stronie. I zgodnie z tym, co powiedziałem, metale będą pozbawiać się elektronów i nie będą to robić w liczbie dowolnej, tylko w gó w

liczbie z góry ustalonej. Przede wszystkim będą dążyć do konfiguracji gazu szlachetnego, który jest okres wcześniej, czyli taki potas bądź wapń, będą jako jony dążyć do konfiguracji argonu poprzez odebranie sobie odpowiednio jednego bądź też dwóch elektronów. W przypadku grupy pierwszej

i drugiej te jony jak powstają kationy dokładnie, czyli jony dodatnie, one z reguły mają określony ładunek, czyli albo jeden albo dwa. Dodatkowo wtedy ta konfiguracja rzeczywiście jest jak helowca. W przypadku bloku D tam jest coś takiego, że one owszem częściowo

tracą te elektrony i trochę się upodabniają do helowca z okresu wcześniej. Aczkolwiek raczej yyy no raczej zostają im na podpowłoce D część elektronów im zostaje i te podobieństwo do helowca nie jest bynajmniej pełne.

Pamiętajcie o tym. Teraz jak wygląda ten proces powstawania jonu dodatniego kationu w przypadku metali na poszczególnych przykładach. Zanim przejdziemy do wiązania to musimy opanować ionizację. Teraz tak, weźmy sobie sut na opiszemy to na konfiguracji elektronowej. Skrócona będzie następująca

neon i za neonem będzie 3s1. Sód jako kation Na+ po prostu upodobni się do neonu, więc możemy zapisać dla nas umownie 3S0. W każdym razie stracił ten elektron.

Kiedy weźmiemy sobie inny pierwiastek, na przykład mający trzy elektrony, scand, trzy elektrony walencyjne, on ma konfigurację walencyjną taką jest argon i 4 s2 1. I teraz tak, pamiętajcie o jednym.

Kiedy mamy do czynienia z ionizacją, czyli chcemy ten elektron z te elektrony po kolei odrzucić od tego atomu, to najpierw odpadają elektrony z najbardziej zewnętrznej powłoki, czyli w tym wypadku z powłoki czwartej, którą reprezentuje orbital 4S, a dopiero potem

w drugiej kolejności 3d1. To jest jeden z częściej popełnianych przez was błędów. Jakbyśmy mieli ten skant, to jego poszczególne etapy ionizacji, czyli stawania się kationem byłyby takie. Będę pisać skrótowo schematycznie. Scant plus miałby 4s1 3d1. Scant 2 plus miałby 4 s. Znaczy

nie, to już będzie 4s0 i 3d 1 i dopiero jako scant 3 plus będzie miał 4s0 i 3d 0. Tak to mniej więcej wygląda.

I dopiero teraz mamy skant, który jest stabilny chemicznie. W fizyce mamy do wyboru wszystkie możliwe jony. Tak naprawdę im więcej elektronów zabierzemy, no to wtedy jest większy ładunek dodatni. Yyy, mówimy wtedy o plazmie tak zwanej, czyli materii, która

jest zjonizowana w sposób czysto fizyczny. W chemii tylko niektóre spośród ionów, spośród kationów są yyy tak naprawdę dostępne i to są te dążące do helowców. Y natomiast jak popatrzymy na układ, to bardziej ze środka bloku D weźmy metale, choćby i

mangan. On ma konfigurację następującą. Argon i 4S2. 3D 5. Kiedy staje się manganem 2 plus, z tej konfiguracji zostaje mu tylko 3d5. Także widzicie, niby do argonu się upodobnił, ale nie do końca, bo zostało coś na podpowłoce D. Także w przypadku bloku D, tych

metali bloku D, pamiętajcie, że to podobieństwo do helowca nigdy nie będzie pełne. Proszę o zadawanie mi pytań.

Widzę już jedno jest. Jak zapisać 4S0? To znaczy można napisać czy Jakub? To jest tak, że ja to używam po to, żeby wam pokazać co się zmienia.

Niekoniecznie musicie to pisać. Raczej nie powinno się pisać tego na egzaminie, bo zwyczajnie wtedy pomijamy ten orbital. Ja tego używam po to, aby wam pokazać co się dzieje, co się zmienia.

Raczej to jest taki zapis bardziej umowny. Wiecie, ja mam takie swoje metody zapisywania, staram się uprzedzić, zanim to zastosuję w celach dydaktycznych, abyście zrozumieli co robicie. A już poprawność zapisania danego zadania na egzaminie to jest inna sprawa. W każdym razie tak to wygląda,

jeżeli chodzi o tworzenie kationów. Teraz aniony proste, moi drodzy, tutaj będzie prościej, bo dotyczy to nie metali, w zasadzie tylko kilku tak naprawdę. tlen, siarka, fluor, chlor, brom, jod, jeżeli już selen, ewentualnie asat do tego. I to wygląda tak, że każdy

z nich dołoży sobie odpowiednią ilość elektronów, żeby stać się jak lowiec z tego samego okresu. Tak więc tlen stając się zwykłym jonem, anionem prostym, dołoży sobie dwa elektrony zyskując ładunek 2 minus i stając się jak neon siarka dołoży sobie dwa stając się jak

argon chlor stając się jak argon i tak dalej. Na konfiguracji wyglądałoby to w sposób następujący, bowiem mamy chlor i on ma konfigurację skróconą neon i potem jest tak 3s2 3p5 kiedy staje się cl minus to jedyne co dopełnia sobie konfigurację do argonu

czyli ma 3s2 3p6 i tak jest praktycznie w przypadku każdego anionu prostego. Jak będzie na przykład to moi drodzy O2 minus mamy najpierw mamy tlen, który ma osiem, tak? Osiem. Jego konfiguracja jest taka, jest sobie hell i potem

mamy 2S2P6. Następnie jak będziemy mieć O2-użcie nie występuje w roztworze, ale jak najbardziej występuje w związkach jonowych, wyprzedzając takich jak MGO.

Jakby ktoś się zdziwił, dlaczego ja tak piszę. I ten O2- on wtedy będzie miał po prostu konfigurację 2S2 2P6, taką konfigurację, jaką ma Neon.

Mam nadzieję, że jest to dla was jasne. Widzę kolejne pytanie, także pozwolę sobie na nie odpowiedzieć. Teraz jak sprawdzić, czy w cząsteczkach występują wiązania wodorowe?

Bogusław, jeżeli chodzi o wiązania wodorowe, zajmę się nimi za tydzień. Widzę jeszcze jedno pytanie Malaga. Czy tylko pierwiastki bloku D, co mają stabilną powłokę, czyli zapełnioną 5 lub 10, nie będzie mogło mieć konfiguracji helowca? Chodzi mi ten o ten przykład z manganem. Tak naprawdę

Malaga każdy który nie do końca pozbędzie się elektronów spod powłoki D to nie osiągnie konfiguracji helowca idealnie. Tutaj można przykłady mieć takie na przykład FE2+ i Fe3+. Popatrz na tablicę. To jest tak jakbyśmy mieli żelazo i tam jest walencyjna. Już będę

skrótowo pisać nawet bez tego helowca. 4s2 3p6 jak mamy żelazo 2 plus to byłoby 4s0 no ja to tak piszę wiadomo dla was 3P6 a potem 3 plus żelazo miałoby 3, przepraszam nie P tylko D sorry roztargnienie 3d5 tak jeszcze raz 4s2 3d6 4s nic

prawda 3D6 i 3D5 jako żelazo 3 plus. Mam nadzieję, że ta odpowiedź was usatysfakcjonowała. Dobrze, nie widzę dalej pytań, dlatego przejdę z tematem dalej. Mamy jony złożone. Teraz, moi drodzy, to jest coś takiego, że jest już cząstka, znaczy cząsteczka dokładnie

powinienem powiedzieć cząsteczka i wtórnie ona ma zmieniony ładunek. Weźmy sobie na przykład kwas azotowy 5 i on rozpuszczając się w wodzie, dysocjując dokładnie na proton i resztę kwasową, tworzy właśnie anion złożony, czyli cząsteczkę, która dodatkowo ma zmieniony ładunek.

Dokładnie. Jak będziemy rozpisywać wzory elektronowe, to pokażę wam jak może dojść do powstania czegoś takiego. Teraz tak, chwila przerwy i pokażę wam jak można sobie z jonów zrobić ściągę legalnie, nie normalnie nie robiąc jej samemu na maturę. Po prostu weźcie

tabelę rozpuszczalności i popatrzcie, że tutaj macie wymienione jony ujemne aniony i iony dodatnie kationy. Dzięki temu, moi drodzy, tak naprawdę nie ucząc się wiele, możecie zawsze znaleźć jakiś jon i go dopasować do danej reakcji. Szczególnie się to przydaje na przykład podczas reakcji

jonowych z udziałem soli. I zauważcie, że kationy to są raczej kationy proste. Jeden jest kation złożony, cząsteczka amoniaku, która w wodzie staje się kationem anonowym NH4+.

Jeżeli chodzi o aniony, to prostych jest tylko kilka, większość jest złożona i pochodzi od kwasów tlenowych. No nie liczę anionu wodorotlenowego, aczkolwiek on też jest ewidentnie złożony. Teraz jeśli chodzi o substancje jonowe, to one są zbudowane według banalnego schematu. Mianowicie mamy

sobie kation, czyli coś z dodatnim ładunkiem i anion, czyli coś z ujemnym. I one są jak gdyby zespojone tą siłą oddziaływania elektrostatycznego.

Aczkolwiek nie tworzą cząsteczki. To nie jest cząstka. To nie jest cząsteczka. Pamiętajcie o tym. Nie ma czegoś takiego jak cząsteczka chlorkusu docel. Jest osobno kation i osobno anion. Tworzą razem całość jako związek jonowy. Aczkolwiek razem nie stanowią cząsteczki. Jak wygląda substancja

jonowa? To trochę puśćcie wodzę wyobraźni, no ale narysujmy sobie typowe kationy, czyli kation sodowy na przykład na plus, standard klasyka i Cl-.

No i moi drodzy w takiej typowej substancji jonowej cząsteczce w zasadzie nie cząsteczce no nie ma cząsteczki w porcji chlorku sodu. Mamy po prostu na przemian ułożone kationy sodowe i aniony chlorkowe. A tutaj mamy Cl- i one się nawzajem przyciągają

dzięki tej sile elektrostatycznej. Jeżeli chodzi o kształty kryształów, to one są odzwierciedleniem regularności tej struktury, którą mamy tutaj na poziomie mikro. W przypadku NaCl to jest regularny sześcian. Tutaj ja to źle narysowałem, bo nie umiem rysować.

Aczkolwiek wiecie chodzi o to, że to jest struktura sześcienna. Jeżeli tam występują aniony złożone albo cząstki, które mają bardziej symetrię skomplikowaną, to wtedy kryształy mają też inne kształty. Tutaj jest siarczan sześciu miedzi, dokładnie pewnie pięciowodny, który tworzy takie fajne regularne

kryształy. No wiecie, tutaj chemia ma wiele wspólnych wątków. Często w przypadku substancji jonowych może się tutaj w taką sieć krystaliczną, sieć jonową wplątać cząsteczka wody tworząc hydrat, sól uwodnioną, co też wpływa na jej strukturę krystaliczną. To jest dosyć szeroki temat. Ja bym tego na

razie nie poruszał. Proszę o zadawanie mi pytań. Tak jak mówiłem, postaram się na nie odpowiedzieć. Dobrze widzę.

Ktiqua. Sekundę. Skąd wiemy jak rysować budowę cząsteczki? Kątowa, prosta czy piramida trygonalna i jak zapisywać wiązania?

Jeżeli chodzi o rysowanie samych wiązań, to ja ci to dzisiaj pokażę. Postaram się przynajmniej. Natomiast jeśli chodzi o kształty cząsteczki, to to wszystko wynika z poprawnie narysowanego wzoru elektronowego i to będzie na kolejnych zajęciach. Na podstawie dobrze narysowanego wzoru Lewisa jesteście w

stanie określić kształt praktycznie bezbłędnie. Nie jest do tego potrzebna ta metoda VSEPR, która moim zdaniem nie do niczego się nie nadaje, ponieważ tak naprawdę miesza w głowach, zaburza wam całe pojęcie hybrydyzacji i niewiele wynosicie z tej metody. To tak na

przyszłość. Dzisiaj zajmiemy się tylko wiązaniami i ewentualnie rysowaniem wzorów elektronowych. Jak to dobrze robić w praktyce? Dobrze. Jeżeli chodzi o substancje jonowe, to najważniejsze, z jakimi możecie się spotkać, są to tlenki metali i sole. Tlenki metali, szczególnie metali zasadowych, mają

typowo jonową budowę. Na przykład MGO tam jest tak, że magnes ma dwa elektrony, tlen ma ich sześć. Związaniem jonowym jest tak w przypadku jonów prostych, że mamy metal i nie metal. I zasada jest prosta. Metal ma za dużo,

nie metal za mało elektronów. No to co? Ten co ma za dużo daje temu, co ma za mało. I powstaje nam magnez 2 plus i tlen 2 minus.

proste i one dzięki temu przyciągają się wzajemnie. Tego jonu nie ma w roztworze, bo tak naprawdę on za chwilę z cząsteczką wody reaguje dając nam OH- po prostu. Natomiast generalnie jest taki w cząsteczce. Substancje jonowe można natomiast stopić i wtedy jak będzie

stopiona bez dopływu oczywiście innych substancji na przykład powietrza, które umożliwiłyby zajście jakiejkolwiek reakcji, to wtedy takie jony spotkamy w rozpuszczonej soli i z solami, znaczy rozpuszczonej soli, rozpuszczanej substancji jonowej, no soli też, ale tlenko w przypadku tlenku tak samo

będzie, tylko że te temperatury topnienia są bardzo wysokie. Taka jest właściwość substancji jonowych. Wysoka temperatura topnienia, pamiętajcie o tym. To jest jedna z właściwości fizycznych, która je odróżnia od związków kowalencyjnych. Natomiast sól to jak już jesteśmy przy magnezie, niech

to będzie Mg CL2. No i znowu magnez ma dwa elektrony za dużo, chlor ma jeden za mało. Stąd występują w takiej liczbie. Jak macie, moi drodzy, ion i ładunek ionu, to ładunek jonu jest jednocześnie jego wartościowością.

I widzicie tutaj ten magnes przekazuje elektrony dla chloru. No i tworzy się nam taki układ, gdzie mamy magnes Mg2 plus i chlory Cl- po bokach.

Cl- to są przykłady prostych związków jonowych. Jeżeli mówimy o jonach złożonych, no to wtedy mogę wam przykład pokazać na przykład tego siarczanu sześć miedzi, skoro już o nim mowa. Jak mamy ten siarczan, to on ma taki jon SO42- wyprzedzę trochę temat i go teraz

już rozrysuję. Jest sobie siarka, ma dookoła cztery tleny. Każdy tlen, jak mamy minus, to każdy minus musi być przy jednym tlenie i wtedy tlen ma trzy pary i jedno wiązanie. Trzy pary i jedno wiązanie.

Ten, który ma minus. Siarka teraz ma oktet więc według tego, że prawda nie może się wzbudzić według tej teorii, ja to jeszcze wytłumaczę, robi wiązania koordynacyjne. Zaraz też powiem co to jest. W przypadku tego, jeżeli w takim przypadku jeżeli założylibyśmy, że

siarka ulega wzbudzeniu, to wtedy dwa normalne wiązania są na tlen i łamie regułę oktetu, ale jeszcze nie o tym. W każdym razie tak to wygląda w takim szkolnym typowo szkolnym na typowo szkolnym rysunku tego wzoru. No i on ma

dwa ładunki ujemne, więc siłą rzeczy do niego będzie przylegać magnes 2 plus czy tam miedź 2 plus, cokolwiek dwudodatniego. I to jest tak, że wiązanie jonowe zapisuje się w zasadzie nie zapisuje się go, po prostu się pisze obok siebie jony w

odpowiedniej ilości. Są nieraz pytania, ile wiązań jonowych jest gdzieś tam w jakiejś soli. Jak to określić? Po prostu sumujecie ładunki dodatnie albo ujemne i po prostu którąś z tych liczb dajecie w wartości bezwzględnej. Yyy, po ludzku już wam tłumaczę, jak jest taka sól jak

FE2S3, czyli siarczek żelaza 3, to tam jest tak naprawdę co mamy dwa kationy Fe3+ Fe3+ i 3 x S2- S2- S2- S2- okej i suma ładunków dodatnich wynosi nam 6 na plusie ujemnych na minusie i tak naprawdę któraś z tych

liczb to jest liczba wiązań nowych jest ich po prostu sześć zapamiętajcie nie dodawajcie tych dwóch liczb do siebie no matematycznie to wyjdzie zero albo jak zrobicie wartość bezwzględną 12 po prostu 6 i tyle i tych wiązań się nie

rysuje one po prostu są natomiast dopiero jak mamy jon złożon to możemy analizować go pod kątem wiązań kowalencyjnych choczymy za chwilę jeśli chodzi o substancje jonowe, to jeszcze właściwości fizyczne inne. One są twarde ale kruche. Dlaczego kruche? Dlatego, że

jak macie taką sieć krystaliczną, gdzie tam jest plus na minus, plus na minus, plus na minus, lekko to poruszycie i nagle ładunki te same się spotkają, to się zrobi wtedy z wielkiego przyciągania wielkie odpychanie i wszystko się rozsypuje kruche. To jest dlatego są

również rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych, czyli takie, które takich, które wykazują ładunki na swoich cząstkach, jak na przykład woda. Jeśli chodzi o właściwości chemiczne, to ulegają reakcjom na przykład strąceniowym, tak? czyli z wytrąceniem się jakiegoś, jakiejś substancji. Jeżeli jest substancja

jonowa rozpuszczalna w wodzie i dodamy do tego jony, które powodują wytrącenie się osadu, no to wtedy mamy reakcję strąceniową. Z racji rozpuszczalności w wodzie, one też będą generalnie łatwo reagować. Często utleniacze są solami i tak dalej. To można byłoby wymieniać tak

naprawdę bez końca. Proszę o zadawanie mi pytań. Postaram się teraz na nie odpowiedzieć. Oj, sekundę. Widzę, że bardzo, bardzo dużo. Dajcie mi chwilę. Czy omówię sigma pi? Oczywiście koordynacyjne. Oczywiście sigma pi również będzie koordynacyjne sigma pi. Wszystko to samo. Jakie są

liczby koordynacyjne żelaza obowiązujące nas w liceum? Natalia, jeszcze o liczbach koordynacyjnych powiem. Przyją amfoteryczności, także cierpliwości proszę. Jak odczytać z układu wartościowość pierwiastka kutykuła?

Wczoraj mówiłem o tej wartościowości. Yyy, przypomnę tylko, to jest element prawa okresowości poniekąd. Z wartościowością jest tak, że jak sobie popatrzycie na układ okresowy, to wartościowość maksymalna jest taka jak numer grupy do 8, potem nam spada drastycznie aż do dwóch

praktycznie i rośnie potem znowu 3 4 5 6 7 no i osiem może na przykład nam osiągać ksenon.

Chociaż nie powinienem tego mówić, bo zakładamy, że gazy szlachetne nie będą reagować. Natomiast właściwości tak to trzeba w praktyce wiecie poznać. No wiadomo, pierwsza, druga grupa to jest 1 zawsze tutaj jest różnie w bloku D. No w bloku P jest już łatwiej, ale też

maksymalną możecie odczytać po liczbie elektronów. Natomiast wszystko zależy od związku tak naprawdę. między jakimi związkami atomami, cząsteczkami występują poszczególne związania kutykuła? Powiem ci tak, jak jest są yyy atomy, to występuje wiązanie atomowe, jak są jony, wiązanie jonowe, a

jak są cząsteczki już gotowe, to występują wiązania międzycząsteczkowe. Ja tak to widzę w uproszczeniu. O związkach kompleksowych Daniel będzie na amfoteryczności, czyli za jakiś czas jak będą roztwory wodne, wtedy będzie to miało większy sens.

Pozwolicie, że wrócę do tematu, ponieważ jeszcze przed nami trochę materiału dzisiaj. Teraz tak, wiązanie kowalencyjne. Co to jest? Jest to wiązanie polegające na uwpólnieniu przynajmniej dwóch elektronów, w sensie dwóch po jednym z każdego atomu. To jest jedno wiązanie, czyli para. No i każde

kolejne wiązanie kowalencyjne to jest dodatkowa para elektronów. O co chodzi? W przypadku związków kawalcyjnych mamy sytuację taką, że nie spotyka się metal z niemetalem jak w przypadku prostego jonowego. Tutaj spotykają się dwa niemetale. Każdy ma za mało elektronów.

Na przykład w takim związku jak CO2 chociażby i tutaj węgiel ma za mało elektronów i tlen ma za mało elektronów.

To co zrobić? Uwspólnić, przekazać do wspólnego użytkowania, aby tym samym uzupełnić sobie te braki. Zanim przejdziemy do rozrysowania wzoru tej cząsteczki i pokażę wam jak wygląda jej wiązanie, przypomnijcie sobie konfigurację elektronową węgla i tlenu. Bardzo się to przyda. Węgiel ma

taką w stanie podstawowym. Nie interesują mnie oznaczenia literowe, tylko wzór klatkowy, bo tutaj widzicie o co chodzi.

Wiązanie kowalencyjne tworzy zawsze elektron niesparowany. Wiązanie koordynacyjne, o którym będzie za chwilę, tworzą pary elektronowe. Zawsze zadawajcie sobie też pytanie, ile ma elektronów dany atom i ile brakuje mu do osiągnięcia tej idealnej liczby, czyli oktetu. Oktet w praktyce jest wypełnionym na maksa

orbitalem S i orbitalem P. Węgiel ma cztery elektrony walencyjne, brakuje mu ilu? Czterech. Tlen ma sześć elektronów walencyjnych, brakuje mu ilu? Dwóch. To ile im brakuje? To jest odpowiedź na pytanie, ile wiązań wytworzy każdy z nich. W związku z czym węgiel potrzebuje

stworzyć cztery normalne wiązania kowalencyjne. Dlatego musi co zrobić? Musi się wzbudzić do czterech niesparowanych elektronów. I teraz dopiero jest w stanie stworzyć cztery wiązania i wypełnić sobie całe cały orbital SIP tworząc super oktet. Teraz jak mamy tlen, to jego konfiguracja jest

taka, wygląda w sposób następujący. Brakuje mu dwóch elektronów tutaj w te niesparowane elektrony. No i tak naprawdę on nie musi się wzbudzać, bo już będzie miał oktet.

Także zakładamy, że atom tlenu się nie wzbudza. No i co się dzieje? bierzemy zawsze jak rysujemy ten wzór, wzór przestrzenny, wzór elektronowy, czyli rozrysowujemy dokładnie to wiązanie, to do środka bierzemy ten atom, który jest bardziej wartościowy i którego jest

mniej, czyli bierzemy węgiel do środka, na boki dajemy te, które są mniej wartościowe. I teraz tak, zawsze w głowie sobie wyobraźcie ich konfigurację, albo przynajmniej rozpiszcie z boku. Te pary, które tutaj są, może inaczej, te niesparowane elektrony muszą tworzyć wiązanie, czyli

tlen będzie zawsze tworzył dwa wiązania z węglem w tym wypadku i węgiel automatycznie zużyje te cztery niesparowane. I teraz patrzcie na to.

Węgiel ma przy sobie cztery kreski. Kreska to po prostu dwa elektrony. W związku z czym węgiel już osiągnął ten magiczny oktet. Ma osiem elektronów. Co z tlenami? Tlen zużyły te dwa, a zostały im dwie wolne pary, które to pary oczywiście zaznaczamy wokół

atomów tlenu jako kreski. To są wolne pary elektronowe i każdy tlen ma teraz raz, dwa, trzy, cztery kreski wokół siebie, czyli osiem elektronów. Ma oktet, ma oktet. I teraz nasza cząsteczka jest stabilna. Proszę bardzo, zadawajcie mi pytania na bieżąco, jeżeli

coś jest niejasne. Postaram się to teraz wytłumaczyć. Dobrze. A czy rodzaj wiązania zależy od różnicy elektrojemności? Paweł, z tą różnicą elektrojemności to jest trochę pułapka, dlatego zostawiłem to na koniec. Czy powiem o dimerach i wolnych rodnikach odnośnie wiązań i

rozmieszczeniu wolnych par elektronowych? O rodnikach wiecie co, kiedy będzie mi po drodze, bo na razie nie widzę tych rodników, żeby był sens.

One się nam przydadzą tak naprawdę przy omówieniu pierwiastków. Jak będą tlenki azotu, tam się przyda rodnik i jeszcze rodniki się już na pewno przydadzą przy węglowodorach, przy substytucji rodnikowej. Także nie spieszy mi się z tym. Podstawy macie. Jak macie podstawy,

to dopiero wtedy będzie sens omawiać coś bardziej skomplikowanego. Jak jest w CO, Natalia? O, super pytanie. Bardzo mi się podoba.

Jest ono bardzo w temacie. Teraz wam pokażę co z tymi parami elektronowymi. C znowu mamy C i O. Przy czym ten ma elektronów ile? Cztery. Musi zrobić cztery wiązania, żeby był happy. A tlen ma elektronów sześć, musi zrobić dwa. I

tu nam trochę problem sprawi, bo popatrzcie, jest sobie tlen i węgiel. Tlen zrobi dwa wiązania z węglem. No i tlen już ma oktet, a węgiel nie. I w takiej sytuacji tworzy się tak zwane wiązanie koordynacyjne. Tutaj węgiel nie

będzie się nam wzbudzał, ponieważ on nie ma jak zrobić tych czterech wiązań. On sobie zrobi dwa, znaczy do dwa elektrony sobie dołoży z każdego z tego wiązania, bo każde normalne wiązanie daje mu jeden dodatkowy elektron i jeszcze dwa

dostanie od tlenu. Zaraz wam pokażę jak jak macie konfigurację węgla to on tutaj się nie wzbudza. Będzie taki normalny.

O, a tlen, moi drodzy, będzie taki jak zawsze też. I w tym przypadku będzie sprawa wyglądać tak. Normalne wiązania wytworzą się nam między tymi niesparowanymi elektronami. Między tym i między tym. To są te normalne wiązania. A tlen z racji tego, że on już ma parę pary

elektronowe i ma oktet, to on może swoją parę udostępnić wolną kratkę węglowi, tworząc wiązanie koordynacyjne. Oznacza to, że tlen swoją wolną parę tą przekazał węglowi nie chcąc nic w zamian. Dobra, ja już mam osiem, to ty sobie to weź, korzystaj, ja

nic nie chcę. Tak bym to streścił. O to chodzi. No i jeszcze trzeba im narysować wolne pary, czyli to, co w ogóle nie brało udziału w wiązaniu. Tak wygląda cząsteczka tlenku węgla. Dwa, raz była na maturze. Teraz tak, moi drodzy, reguła

oktetu i odstępstwa od tej reguły. Popatrzcie na to. Tak. My do tej pory zakładaliśmy, że pierwiastek nie może się wzbudzić poza orbital SIP, ponieważ braliśmy pierwiastki z drugiego okresu.

Popatrzcie na trzeci okres. Tam mamy na przykład siarkę, która ma taką konfigurację jak tlen, ale ma jedno coś w zanadrzu.

Popatrzcie. Ona bowiem ma 3S2, 3P4 3D. Jak myślicie? pojawi się coś, coś tutaj. A czemu by nie? Bo takie, o ile takie związki jak SO2, SO3 da się wyjaśnić używając wiązania koordynacyjnego, a wiązanie koordynacyjne jest wtedy, jak nie ma

wzbudzenia, tylko bierzemy te pary do wiązania, to jest okej. O tyle taka cząstka, cząsteczka jak SF6 albo SF4, o co chodzi, prawda? A są normalnie, normalnie występują. To jest odstępstwo od reguły oktetu. Jak to wygląda w praktyce? Taka siarka może się

nam raz wzbudzić. Wzbudzenie zaczynacie od pierwszej pary od prawej strony, czyli od tej. Mamy tutaj wtedy jeden elektron. Otwiera się nam orbital D i na D jest 1. A tu zostaje para. Nie rysuję całego, bo nie ma po co. Czyli mamy

3s 2 3 P 3 D1. No i teraz jak mamy sobie siarkę, to ona z fluorem utworzy właśnie cztery wiązania, bo ma cztery niesparowane elektrony właśnie te, czyli będzie fluor, fluor, fluor i fluor oraz zostawi sobie wolną parę, która to wolna para jest tutaj.

Ale zobaczcie ile ma elektronów. 2 4 6 8 10. Złamana reguła oktetu i zupełnie inny kształt, o czym powiem na hybrydyzacji, ale to na razie nie powinno mieć dla was znaczenia. Co będzie w tym przypadku SF6? Popatrzcie, siarka się wzbudzi jeszcze raz i tu

zostawi sobie jeden elektron. Tutaj będzie miała trzy niesparowane, a tutaj dwa i powstanie nam wtedy SF6, czyli zamiast tej pary mielibyśmy jeszcze dwa fluory i tyle. I znowu złamana aktetu.

Popatrzcie 2 4 6 8 10 12 elektronów wokół siarki. Ewidentnie nie ma oktetu. I teraz tak, kiedy możemy mówić o tym odstępstwie od reguły oktetu, a kiedy nie. Ja mam trochę dylemat, bo jak mamy takie związki, moi drodzy, jak SO2, to

popatrzcie, tam jest tak. Ten związek można zarówno napisać związaniami koordynacyjnymi, czyli jest najpierw dwa normalne są z tlenem. Mamy dwie wolne pary przy tlenie koordynacyjne do kolejnego tlenu i wolna para. Albo można łamać regułę oktetu i na to samo

wychodzi jeśli chodzi o kształt. Tutaj łamie regułę oktetu. Tu jest ta wolna para. Podobnie będzie z SO3. I to jest tak jak szukałem różnych wzorów w internecie, no to one tego kowalencyjnego, koordynacyjnego nie uwzględniają.

A w najnowszych zbiorach zadań jest założenie, jeżeli zakładając, że siarka jest w stanie podstawowym, wiązanie koordynacyjne jest charakterystyczne dla stanu podstawowego, a to jest wzbudzenie na orbital D.

Pamiętajcie. Dobrze, widzę kilka pytań. Dajcie mi sekundę, postaram się teraz na nie odpowiedzieć. Czyli ta para w koordynacyjnym należy do obu atomów. To jest tak, ona pochodzi od jednego, ale używa używają sobie oba. Bor nigdy nie osiągnie oktetu.

Zaraz ci pokażę. Michał Bor popatrz z Borem jest tak, iż on w związkach takich normalnych oktetu nie osiąga, bo jest na przykład BF3 i jest tak bor raz dwa 3 fluor, ale zdarza mu się brać udział w związkach koordynacyjnych i wtedy jest

pierwszym, który dostaje parę elektronową w gratisie choćby od amun Aku i teraz ma oktet jak najbardziej. To się też wiąże z pojęciem kwasu Luisa. To będzie na teorii kwasów i zasad. Jeszcze nie teraz. Dobrze. Co to jest wzbudzenie?

Kompletnie tego nie rozumiem. Jak wzbudzić elektrony, Agata, jak masz te konfiguracje elektronowe i są pary i niesparowane elektrony, jak umiesz to rozpisać, to już jest dobrze, bo wzbudzenie to jest po prostu tak jak pokazywałem, masz parę elektronów i rozbijasz ją na dwa

elektrony osobne. Z czego jeden zostawiasz na miejscu, a drugi dajesz na najbardziej na pierwszą wolną kratkę z prawej. Jak sobie rozpisujesz ten wzór klatkowo, to nie ma sztywnej kolejności.

3s 3P 4s4 3D. Jakub to jest tak, że to ma się wszystko rozegrać w obrębie jednej powłoki. Także kolejność zapełniania to jest jedno, ale to, że mamy trzecią powłokę to jest druga rzecz i wszystko ma się rozegrać w obrębie tej trzeciej

powłoki elektronowej. Dlaczego elektron najpierw zabrałem z P? Tak się robi podczas wzbudzenia, że najpierw bierzesz najbardziej zewnętrzny z najbardziej z prawej i dopiero potem kolejny. Tak jest i zapamiętajcie to po prostu. Ale jak elektron wskoczy wyżej?

Stąd skąd mam wiedzieć na jaki orbital mi przeskoczy elektron? Agata, jak masz powłokę, to jest najpierw załóżmy druga powłoka, to jest 2S, a potem 2P i na pierwsze wolne miejsce w obrębie tych dwóch orbitali, dwóch krat, znaczy dwóch

podpowłok na pierwszą wolną kratkę. Natomiast jak jest trzecia powłoka, to jest 3S, potem 3P i potem 3D i to zapełnia po kolei. Te elektrony zapełniają kratki po kolei w przypadku wzbudzenia. Proszę bardzo. Mam nadzieję, że chociaż trochę pomogłem.

Jak określić najniższą możliwą wartościowość pierwiastka na podstawie układu? A tu jest Piotr też bardzo dobre pytanie. To jest tak, ale to dotyczy wartościowości z wodorem. Trochę wykracza poza temat, bo jest to okresowość, ale popatrzcie, jak mamy sobie mamy sobie

siarkę, to ona ma taką konfigurację i zakładamy, że z tlenem może tworzyć koordynacyjne wiązanie.

Tlen jest wartościowy dwu, czyli tak. tlenów przyłączy tutaj jeden tlen, tutaj drugi tlen, tutaj trzeci tlen, czyli 3 razy wartościowość tlenu, czyli 2 daje nam sześć maksymalną wartościowość może być mniejsza, a wartościowość minimalna jest określana z reguły dla wodoru

bardziej do stopnia utlenienia się to odnosi. Bodór tylko z elektronami niesparowanymi, czyli dwa to jest minimalna, jeżeli już bardziej minimalny stopień utlenienia niż wartościowość, bo z wartościowością też może być różnie, ale po tym niesparowanym elektronie bym próbował, jeśli

już, chociaż to też nie jest żelazna reguła, dlatego uważałbym z takimi stwierdzeniami. Dobrze, widzę, że nie ma pytań, dlatego przejdę dalej do omawiania tematu dzisiejszych zajęć.

Przepraszam. Substancje kowalencyjne, moi drodzy, teraz trochę teorii dla rozluźnienia. To są wszystkie, które są zbudowane z niemetali. Niemetal z niemetalem dają nam substancję kowalencyjną, bo wiążą się wiązaniem atomowym. Właściwości ich fizyczne to są najczęściej ciecze albo gazy. W przeciwieństwie do substancji

jonowych. One nie przewodzą prądu. Chyba, że jest roztwór substancji kowalencyjnej, która jest spolarna, ma wiązanie spolaryzowane i tworzy w roztworze jony, to wtedy mamy do czynienia z przewodzeniem prądu, roztworu wodnego, ale same z siebie one prądu nie przewodzą. Natomiast

właściwości chemiczne, one najczęściej reprezentują właściwości kwasowe. Są często kwasami mocnymi, z niekiedy nie reagują. To zależy od substancji kowalencyjnej. Nie ma takiej żelaznej reguły, ale pamiętajcie o fizycznych właściwościach, czyli o tych niskich temperaturach topnienia i wrzenia. I rozpuszczalność

jest taka, jak mamy substancję kowalencyjną niepolarną, czyli nie zawierającą polarnego wiązania, o tym za chwilę, to ona się rozpuszcza w rozpuszczalniku niepolarnym, a jak ma polarne wiązanie, to w polarnym. O polarności za chwilę, bo jeszcze o tym nie mówiłem.

Dobrze, najpierw będą wiązania w ujęciu molekularnym. To jest proste. Wiązania sigma pi. O co chodzi? To jest tak, jak macie kowalencyjne wiązanie, ja cały czas rysowałem te elektrony, kratki, nie kratki. Tak naprawdę każde wiązanie kowalencyjne jest połączeniem się

kratek, czyli orbitali ze sobą. No orbitale jak są, to mają jakiś kształt, a jak łączą się, to te kształty się łączą i to jest bardzo proste. Macie orbital S z drugim orbitalem S, czyli na przykład wodór H2, gdzie mamy jeden taki

orbital, drugi taki i one się łączą ze sobą wiązaniem. To co mamy? coś jak leniwą ósemkę, taką trochę zaokrągloną.

No trudno mi to nazwać, ale to jest taki orbital. Jak mamy orbital S z orbitalem P tworzącym wiązanie, to jest tak, że mamy na przykład coś takiego i chlor byśmy mieli choćby HCl, że niesparowany elektron, czyli ten tworzący wiązanie jest tutaj. Tak,

pamiętajcie, że to jest ten niesparowany elektron. Tak samo tutaj niesparowany, niesparowany i niesparowany bierze udział w wiązaniu. Sparowany nie chyba że koordynacyjnym. I wtedy jest tak, jak jest SP, no to S jest duże, kula i P małe. Tak to wygląda. Niesymetryczne

jest. Nazywa się to orbitalem typu SS, a to jest SP. A jak mamy dwa orbitale typu P ze sobą połączone, to mówię, że powstaje wtedy taki cukierek, czyli jest tu małe, duże i małe. Jest to orbital typu PP. Są to wiązania sigma. Dlaczego

sigma? Dlatego, że są mocne. S kojarzcie sobie, że strong, czyli i łączą wzdłuż długiej osi. Czyli tak, prawda? Tak przebiega to wiązanie. Jeszcze raz. wiązania sigma i to jest tak typ SS, SP, PP. Są jeszcze inne, ale na tych się dzisiaj

skupimy, bo te leżą w obrębie dzisiejszego tematu. Jak macie wzór elektronowy i na przykład byśmy sobie narysowali azot z potrójnym wiązaniem, to wtedy pamiętajcie, jak jest wielokrotne wiązanie, to jedno spośród nich jest sigma i tylko jedno. Na czerwono

podkreślmy, jedno jest sigma. Pozostałe wiązania to są wiązania pi tak zwane i one powstają z bocznego nakładania się na siebie orbitali p przybierają kształt liter pi. Stąd nazwa i to są każde ponad jeden.

Asumując, w cząsteczce azotu N2 mamy jedno wiązanie sigma, dwa wiązania pi i dwie wolne pary elektronowe. Teraz moi drodzy o klasyfikacji wiązań na podstawie elektrojemności. Ale zanim przejdę do tego, chciałbym jeszcze odpowiedzieć na jedno pytanie. Czy konfiguracja na powłoki

pokrywa się z konfiguracją na podpowłoki? Chodzi mi konkretnie o ilość elektronów. Skoro elektrony spod powłoki wyjążą się liczają się w walencyjne, to nie pokrywa się chyba jak to jest. To jest tak Natalia, że one mogą być elektronami walencyjnymi, ale nie na

powłoce walencyjnej, czyli na ostatniej. Jak masz 4S, okej, załóżmy 4s2 3d5, to 4s2 to jest powłoka walencyjna, ale elektrony walencyjne to jest 4S2 i 3d5. Także konfiguracja inaczej. Ta powłokowa wynika z podpowłokowej. Jak zrobisz podpowłokową, to da się zrobić

powłokową, ale nie nie odwrotnie bezpośrednio. To znaczy, no nie jest to problemem, ale nie wynika z tego zer1kowo. A jak zrobisz podpowłokową, to te pierwsze numery z przodu, czyli 1s 2s i tak dalej, to są główne liczby kwantowe, czyli numery powłok. Więc jak

wszystkie jedynki zbierzesz razem, to masz wtedy powłokę K. Wszystkie dwójki L, wszystkie trójki M, czwórki N i tak dalej. Mam nadzieję, że pomogłem.

Pozwólcie, że wrócę jeszcze do tematu, a potem już odpowiem na wszystkie wasze pytania. Moi drodzy, krótko o tej klasyfikacji wiązań na podstawie różnicy elektrojemności. To jest tak, ja to załatwię bardzo szybko. Mamy sobie oś liczbową, na której odniosę za chwilę

różnicę elektrojemności między dwoma atomami. Jeżeli ona wynosi od zera do 0,4 bez 04, tak jak w matematyce przedział otwarty, to wtedy mamy wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane.

Czyli dwie cząstki są połączone wiązaniem kowalencyjnym i elektrony krążą tak samo wokół jednego jak i wokół drugiego.

Jeżeli ta różnica jest od 0,4 włącznie do niektórzy mówią 17, a ja tu nie stawiam granicy. Zaraz wam powiem dlaczego. Po prostu więcej niż 0,4, to mamy wtedy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Jest tak, że mamy owszem dwie cząstki, ale połączone wiązaniem kowalencyjnym także na przykład atom A jest bardziej elektroujemny, dlatego do niego elektrony bardziej krążą. Tu się robi ładunek ujemny, a po drugiej stronie dodatni, ale tylko w obrębie wiązania, bo to nie

musi być cała cząstka, ale wiązanie jest spolaryzowane. Wyróżniana jest jeszcze wyróżniany jest jeszcze zakres 17 włącznie wzwyż jako wiązanie jonowe. Ale dlaczego ja tego nie używam? dlatego że wiązanie jonowe jest od razu jak są jony, a to widać przede wszystkim metal

z niemetalem albo po prostu jony z układu z tablicy rozpuszczalności. Wtedy macie wiązanie jonowe na bank. Ponadto jest związek taki jak HF, który ma tutaj jest i ma 1 różnicy HF, a oczywiście jest wiązaniem kowalencyjnym z polaryzowanym połączonym. Jak poznacie trochę

związków, to po właściwościach fizycznych też możecie na to wiązanie wejść. Wiecie, no to chemia się zazębia wiele dziedzin ze sobą, także yy to da się y to da się tak naprawdę wykombinować. Widzę, że jest pytanie, bo tak naprawdę już skończyłem

prezentację. Dobrze, Natalia. A koordynacyjne jest wiązaniem sigma? Tak, jest wiązaniem sigma. Tak, wiem, ale załóżmy, że przy pytaniu ile elektronów walencyjnych ma dany atom, to na którą konfigurację brać uwagę?

Podpowłokową. Jeżeli chodzi o elektrony walencyjne, jak była konfiguracja elektronowa, to ja omawiałem, które elektrony, z których pod powłok są walencyjne. Proszę zadawajcie mi teraz pytanie. Jestem w cał całkowicie do waszej dyspozycji. Jeśli chodzi ogólnie o liczbę elektronów walencyjnych, Natalia,

to wystarczy ci numer grupy. Samą liczbę. To jest od 1:00 do 12:00 masz 112, od 13:00 do 18:00 3,8 10 mniej.

Czy mógłbym powtarzyć powtórzyć jeszcze raz wiązania pi oraz sigma Asia? Proszę bardzo. To już w takim ujęciu, wiesz, jak mamy wzór cząsteczkowy Leisa. Jak jest tak, mamy sobie na przykład CO2, to teraz tak jak jest wiązanie, to jedno jest zawsze wiązaniem sigma. To

jest tu na czerwono, a każde ponad jedno nadmiarowe to jest wiązanie pi. W każdej cząsteczce tak jest. Tak jest załóżmy HCN to mamy tak tu jedno sigma, tu drugie sigma i po 2 pi. Te nadmiarowe powyżej jednego. Jeszcze widzę pytania, czy jest

jakiś myk, dzięki któremu łatwiej zobaczyć, które wiązanie jest koordynacyjne Bogusław. To ten myk to ująłbym tak, że po prostu zrób sobie może inaczej. Jak masz tlenek siarki SO3, załóżmy, że on robi te koordynacyjne i siarka jest w stanie

wzbudzony w podstawowym, to byłoby tak. S3 robisz siarka i tlen. Wiązanie musi być podwójne. To wtedy myśl w głowie siarka już ma osiem. Jak ma oktet, to już robi tylko wiązania koordynacyjne po konfiguracji.

Popatrz, jak siarka zrobi te dwa wiązania z tlenem, to zostaną jej tylko pary na koordynacyjne. To jest to wiązanie, to to i to idzie na koordynacyjne ewentualnie albo na wolną parę. Jak jest SO2 to wtedy jest jedno koordynacyjne

jedna wolna para, a jak jest SO3, to byłyby dwa koordynacyjne. Chyba, że założymy wzbudzenie siarki i w ogóle łamanie reguły oktetu, ale to już jest ponad program dzisiejszy. Z tym tylko, że ja mówię, że w przypadku okresu trzeciego już tego koordynacyjnego bym

się nie trzymał. Wręcz przeciwnie. Tylko nie znalazłem po prostu konsensusu co do tego, jak odpowiadać i dlatego bezpiecznie tak tłumaczę.

Wiązania wodorowe Bogusław za tydzień będą, ale to nie zawsze zgadza się z podpowokową. Na przykład bloku D. Nie za bardzo rozumiem, Natalia o co chodzi w tym momencie. Mogłabyś dokładnie wytłumaczyć, czy trzeba zaznaczać oscylację wiązania? Nie, niekoniecznie. Nie

rozumiem w ogóle co masz dokładnie na myśli, bo szczerze przyznam, że nie pamiętam co to jest za pojęcie.

Oscylacje wiązania. Nie pamiętam szczerze co to jest. Może to po prostu chyba wiemy o co chodzi tylko po prostu kwestia innego nazewnictwa. Ja wiecie no ja wzory Luisa rysuję tak jak rysuję. No jeżeli o to chodzi. Tutaj nie mam żadnego nigdy

problemu z zadaniem. Mogłabyś Natalia te oscylację mi wyjaśnić, bo się zaciekawiłaś mnie w tym momencie. Jestem ciekawy, co to jest. Proszę o zadawanie pytań.

Będę jeszcze przez kilka minut ktoś mi napisał: "Bądź ministrem edukacji." Chyba mój kolega, który przymierza się dociaepetytorem. Zachęcam Paweł, weź się do pracy, a na pewno cię to wynagrodzi, bo jest to bardzo fajne zajęcie tak poza konkursem. Dobra Bogusław, czy wiązanie

pomiędzy resztą kwasową a metalami zawsze jest jonowe? Spotkałem się wtowskim zadaniu w przypadku NH4. A dobra, to jest tak, Bogusław, tam masz jonowe, bo są dwa jony. Jest NH4+ i HSO3- Natomiast też masz kowalencyjnych trochę. To jest tak, że tam jest

złożenie kowalencyjnych i jonowych. Yyy, to zostawmy na inny dzień. Wiązania Wonderwalsa. Wszystko będzie za tydzień. Dobrze, widzę, widzę macie już pytania poza temat wykraczające, także chciałem wam bardzo podziękować za dzisiejsze zajęcia.

Zapraszam na kolejne. Będą za tydzień. We wtorek będzie biologia, we środę chemia o godzinie 21:00. Z biologii zajmiemy się metabolizmem. podsumowanie zrobię tego i ogólnie jakieś cykle poruszać zagadnienia, które nie były do tej pory omawiane z chemii. Natomiast będą to

wiązania międzycząsteczkowe wiązanie metaliczne. Na tym się skupię i tam będą między innymi wodorowe i werwalsy. Jeżeli nie macie do mnie więcej pytań, jeżeli, a jeżeli macie, to proszę o zadanie ich ewentualnie na grupie chemia darmowe korepetycje albo wiadomości poprzez darmowe korepetycje.

Nie mam niestety czasu, moi drodzy, także raczej za tydzień porozmawiamy sobie. Dziękuję wam bardzo za udział.

Zapraszam na kolejne zajęcia. Mam nadzieję, że znajdę więcej pasjonatów i tych zajęć by będzie więcej, bo sam przyznam szczerze, mogę nie dać rady z większą liczbą niż 30, które wam obiecałem. Obietnicy dotrzymam, ale chciałbym was uczyć cały czas. Niestety

nie mogę. Trzymajcie za mnie kciuki, ja trzymam za was i za wasze egzaminy. Pamiętajcie, że nasze zajęcia zawsze będą darmowe. Udostępniamy je dla wszystkich. Do zobaczenia na kolejnych.

Cześć.