Ten materiał posiada napisy w języku ukraińskim


Ten materiał posiada napisy w języku ukraińskim


Facebook YouTube

Z tego filmu dowiesz się:

  • w jakich substancjach powstaje wiązanie kowalencyjne,
  • jak się tworzy wiązanie kowalencyjne,
  • jaka jest różnica między wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym a spolaryzowanym,
  • jaka jest różnica elektroujemności między pierwiastkami w substancjach z wiązaniem kowalencyjnym,
  • jak obliczać różnicę elektroujemności między pierwiastkami w związku chemicznym.

Podstawa programowa

Autorzy i materiały

Wiedza niezbędna do zrozumienia tematu

Aby w pełni zrozumieć materiał zawarty w tej playliście, upewnij się, że masz opanowane poniższe zagadnienia.

Udostępnianie w zewnętrznych narzędziach

Korzystając z poniższych funkcjonalności możesz dodać ten zasób do swoich narzędzi.

Kliknij w ikonkę, aby udostępnić ten zasób

Kliknij w ikonkę, aby skopiować link do tego zasobu

Transkrypcja

Kliknij na zdanie, aby przewinąć wideo do tego miejsca.
Wiesz, ile związków chemicznych jest na świecie? Pewnie tyle, ile gwiazd na niebie. Wyizolowano i zbadano już około stu milionów najróżniejszych cząsteczek, a jeszcze więcej dopiero czeka na odkrycie albo zsyntezowanie. Jeśli istnieje tyle różnorodnych związków to musi być jakiś dobry powód dla którego atomy łączą się i dlaczego robią to w tak różnych konfiguracjach. Ludzie tworzą grupy społeczne ponieważ mają z tego wymierne korzyści. Relacje międzyludzkie dają stabilizację poczucie przynależności, szczęścia i inne odczucia, których nie umiemy do końca sprecyzować. Z atomami jest prościej. Dla nich szczęście i stabilizacja mają bardzo konkretny wymiar: określoną liczbę elektronów na zewnętrznej powłoce. Ta szczęśliwa liczba to osiem. Tylko dla kilku pierwiastków, których atomy są bardzo małe, ta szczęśliwa liczba to nie osiem, lecz dwa. 8 elektronów na ostatniej powłoce daje atomowi stabilność i chemiczne szczęście. Wyobraź sobie teraz, że spotykają się dwa atomy, a każdy z nich ma po 6 elektronów na ostatniej powłoce. Każdemu do szczęśliwej ósemki brakuje dwóch. Żeby osiągnąć ideał mogą umówić się że każdy wrzuca po dwa elektrony do wspólnej puli. Co to daje? Od tej pory każdy ma po 8 elektronów na ostatniej powłoce. Cztery swoje i cztery wspólne. Musisz przyznać, że to całkiem sprytne i sensowne rozwiązanie, ale ma jeden haczyk: wspólne elektrony wiążą ze sobą atomy. Nie opłaca im się rozejść, bo straciłyby dopiero co uzyskaną stabilizację. Taki typ wiązania, w którym każdy atom niemetalu dokłada się do wspólnej puli elektronów, nazywamy wiązaniem kowalencyjnym. Innymi słowy wiązanie kowalencyjne to takie w którym dochodzi do uwspólnienia elektronów między atomami niemetali. Jest tu jedna prosta zasada: każdy z pary atomów tworzących wiązanie daje do wspólnej puli po tyle samo elektronów. To tak, jakby każdy ze wspólników wnosił do spółki tyle samo pieniędzy. Obaj mają ze spółki taki sam zysk. Przykład z sześcioma elektronami jest prawdziwy. Tak zachowują się atomy tlenu. Każdemu z nich do szczęśliwej ósemki brakuje właśnie dwóch elektronów. Uwspólniają więc po dwa elektrony i dzięki temu każdy ma wokół siebie osiem. Rozrysujmy sobie takie wiązanie używając symboli chemicznych. Zaczynamy od narysowania dwóch symboli tlenu, które stworzą naszą cząsteczkę. Pamiętamy, że każdy z atomów daje do wspólnej puli po dwa elektrony. Te wspólne elektrony rysujemy w przestrzeni pomiędzy atomami. Dwa elektrony od tego atomu i dwa elektrony od tego atomu. Tlen ma 6 elektronów na ostatniej powłoce. Rozrysowaliśmy już dwa. Zostają nam do narysowania jeszcze 4 przy każdym z atomów. Cztery przy tym atomie tlenu i cztery przy tym atomie tlenu. W ten sposób każdy z atomów ma po cztery własne elektrony i cztery wspólne. Razem 8. Tak zapisany wzór, w którym zaznaczamy elektrony z ostatniej powłoki każdego atomu nazywamy elektronowym. Podobnie zachowują się atomy wodoru gdy tworzą cząsteczkę. Każdy z nich ma po jednym elektronie na powłoce. Pamiętaj, że dla tak małych atomów szczęśliwa liczba to dwa a więc każdy z nich daje po jednym elektronie do wspólnej puli i oba stają się chemicznie szczęśliwe. Do tej pory omawialiśmy tworzenie wiązań między atomami tego samego pierwiastka. A co się stanie, jeśli spotkają się atomy dwóch różnych niemetali? Omówmy to na przykładzie dwutlenku węgla. W dwutlenku węgla mamy dwa atomy tlenu i jeden atom węgla. Atom węgla rysujemy pośrodku. Atomy tlenu - po obu jego stronach. Pamiętamy, że tlen ma 6 elektronów na ostatniej powłoce. Brakuje mu dwóch, a więc wrzuca dwa do wspólnej puli z węglem. Pozostałe 4 rysujemy wokół atomu tlenu. Podobnie zachowuje się drugi atom tlenu. Węgiel ma 4 elektrony na ostatniej powłoce. Brakuje mu czterech, a więc wszystkie swoje elektrony będzie chciał uwspólnić. Dwa z tlenem po lewej stronie i dwa z tlenem po prawej. Zwróć uwagę, że węgiel oddzielnie uwspólnia elektrony z każdym z atomów tlenu. Mamy więc tu dwie osobne pule. W każdej z nich jest po tyle samo elektronów od atomu tlenu i węgla, choć łącznie atom węgla uwspólnia 4 elektrony. I w ten prosty sposób wszyscy są zadowoleni. Każdy z atomów tlenu ma 8 elektronów na ostatniej powłoce. Podobnie atom węgla. Węgiel i tlen mają jednak różną elektroujemność, czyli z różną siłą przyciągają elektrony. O elektroujemności mówiliśmy w osobnej lekcji. Wspólne elektrony nie są więc pośrodku między atomami, ale są przesunięte w kierunku atomu silniejszego. Tego z większą elektroujemnością. Wiązanie takie nazywamy wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym. Dla odróżnienia, wiązania, o których mówiliśmy wcześniej, nazywamy kowalencyjnymi niespolaryzowanymi lub atomowymi gdyż najczęściej występują między atomami tego samego pierwiastka. O wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym mówimy, gdy różnica elektroujemności przekroczy 0,4, ale jest mniejsza niż 1,7. O tym, co dzieje się, gdy łączą się pierwiastki których elektroujemności różnią się o 1,7 lub więcej, porozmawiamy na innej lekcji. Teraz czas na zadanie dla ciebie. Oceń, czy w podanych związkach występuje wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane czy spolaryzowane. Cząsteczkowy jod tworzy wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane bo atomy tego samego pierwiastka mają taką samą elektroujemność. W cząsteczkach tlenku siarki(VI) występują wiązania kowalencyjne spolaryzowane ponieważ różnica elektroujemności między siarką a tlenem ma wartość 1. Teraz narysuj wzory elektronowe następujących cząsteczek a potem wznów film i sprawdź swoje odpowiedzi. Udało się? Gratulacje! Wiązanie kowalencyjne to sposób powstawania cząsteczek w którym tworzące je atomy uwspólniają elektrony na ostatniej powłoce. Wiązanie kowalencyjne może być spolaryzowane lub niespolaryzowane. Wiązanie niespolaryzowane to takie, w którym różnica elektroujemności między atomami jest mniejsza niż 0,4. Tak się dzieje w cząsteczkach tego samego niemetalu. Na przykład w cząsteczce tlenu. Wiązanie spolaryzowane to takie, w którym różnica elektroujemności między atomami jest większa niż 0,4, ale mniejsza niż 1,7. Tak się dzieje w cząsteczkach złożonych z dwóch różnych niemetali. Na przykład w cząsteczce wody. Wiesz już, jak tworzy się wiązanie kowalencyjne. Ciekawi cię, jaki inny sposób opracowały atomy aby osiągnąć swój cel? Film o wiązaniu jonowym już na ciebie czeka.

Ćwiczenia

Interaktywne ćwiczenia związane z tą wideolekcją.

Materiały dodatkowe

Inne zasoby do wykorzystania podczas zajęć z tego tematu.

Lista wszystkich autorów


Lektor: Dobrawa Szlachcikowska

Konsultacja: Angelika Apanowicz

Grafika podsumowania: Patrycja Ostrowska

Materiały: Patrycja Ostrowska, Dobrawa Szlachcikowska

Kontrola jakości: Małgorzata Załoga

Opracowanie dźwięku: Aleksander Margasiński


Produkcja

Katalyst Education

Lista materiałów wykorzystanych w filmie


5688709 (Licencja Pixabay)
StockSnap (Licencja Pixabay)
truthseeker08 (Licencja Pixabay)
trevoykellyphotography (Licencja Pixabay)
DistillVideos (Licencja Pixabay)
Vimeo-Free-Videos (Licencja Pixabay)
StockSnap (Licencja Pixabay)
Capri23auto (Licencja Pixabay)
ColiN00B (Licencja Pixabay)
ColiN00B (Licencja Pixabay)
Relaxing_Guru (Licencja Pixabay)
Pressmaster (Licencja Pexels)
motionstock (Licencja Pixabay)
Katalyst Education (CC BY)