Project Number: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
Dział 9: Interakcje między cząsteczkami
Projekt współfinansowany przez Komisję Europejską. Publikacja odzwierciedla jedynie stanowisko autora, a Komisja nie ponosi odpowiedzialności za sposób wykorzystania zawartych w niej informacji. Nr projektu: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
Słabe wiązania międzycząsteczkowe i
Silne oddziaływania wewnątrzcząsteczkowe
Źródło: canva.com
Wstęp
W tym dziale będziesz badać słabe wiązania międzycząsteczkowe i silne oddziaływania wewnątrzcząsteczkowe.
źródło: canva.com
Cele lekcji:
1. Wyrażanie różnic między oddziaływaniami słabymi i silnymi. 2. Wyjaśnienie zjawiska wrzenia na poziomie molekularnym, wiązanie go ze słabymi i silnymi oddziaływaniami.
źródło: canva.com
Atomy
Wiemy, że cała materia we wszechświecie składa się z atomów. Jednak atomy bardzo rzadko występują same w naturze. Atomy oddziałują z innymi atomami, tworząc pierwiastki i związki.
Źródło: canva.com
Atomy
elektron
Sposób, w jaki zachodzi ta interakcja, zależy od liczby i rozmieszczenia elektronów w atomach. Aby to zrozumieć, przyjrzyjmy się bliżej atomowi.
Źródło: canva.com
Atomy
jądro
W rzeczywistości, gdy próbujesz obserwować atom, jedynym kształtem, jaki zobaczysz na początku, jest jądro.
źródło: canva.com
Atomy
elektron
Jądro znajduje się w centrum atomu i zawiera cząstki naładowane „+” zwane „protonami” oraz nienaładowane „neutrony”, które łączą te protony jak klej (ponieważ, jak wiesz, takie same ładunki odpychają się, a przeciwne przyciągają).
proton
neutron
Źródło: canva.com
Atomy
Proton
Cząstką, która określa typ atomu, jest proton. Możesz więc myśleć o liczbie protonów jako o karcie identyfikacyjnej atomu.
Protony to dodatnio naładowane cząstki znajdujące się w jądrze (centrum) atomu.
Źródło: canva.com
Atomy
Electron
Oprócz nich istnieje trzeci typ cząstek poza jądrem, który na pierwszy rzut oka jest niepozorny, ale który jest protagonistą wiązania chemicznego, o którym porozmawiamy za chwilę: elektrony.
Elektrony to ujemnie naładowane cząstki, które krążą wokół jądra.
Źródło: canva.com
Atomy
Mówimy niepozorne na pierwszy rzut oka, ponieważ elektrony są znacznie mniejszymi cząstkami niż protony i neutrony i poruszają się bardzo szybko, daleko od jądra. Jednak te naładowane „-” cząstki nie poruszają się całkowicie losowo.
elektron
Źródło: canva.com
Atomy
W podręcznikach naukowych można zobaczyć różne modele atomu (model atomu Bohra), które porównywane są do układu słonecznego. Chociaż nie jest to całkowicie dokładne przedstawienie, jest ono nadal używane w wielu źródłach, ponieważ ułatwia zrozumienie ruchu elektronów i roli, jaką odgrywają w strukturze wiązania.
Model atomu Bohra
Źródło: canva.com
Atomy
Zgodnie z tą notacją elektrony poruszają się po określonych orbitach wokół jądra, lub mówiąc bardziej technicznie, na poziomach energetycznych składających się z kilku warstw stanów prawdopodobieństwa dla ich położenia. Warstwy te mają różne pojemności elektronowe. Warstwa najbliższa jądra może pomieścić do dwóch elektronów.
Źródło: canva.com
Atomy
Drugi i trzeci poziom energii mogą pomieścić do osiem elektronów. Kiedy warstwa na jednym poziomie energii jest pełna, następny elektron przybywa i osiada w warstwie na następnym wyższym poziomie energii. Dlatego wszystkie warstwy przed najbardziej zewnętrzną warstwą atomu są całkowicie wypełnione elektronami.
Źródło: canva.com
Atomy
Z tego powodu elektrony na najbardziej zewnętrznym orbitalu (orbitalu walencyjnym) są brane pod uwagę, gdy mówimy o wiązaniach chemicznych. W niektórych pierwiastkach pojemność elektronowa na orbitalu walencyjnym nie jest całkowicie wypełniona. Powoduje to, że atom znajduje się w stanie niestabilnym.
Źródło: canva.com
Atomy
Atomy zawsze mają tendencję do całkowitego wypełnienia pojemności elektronowej na wszystkich orbitach i stają się stabilne. Aby to zrobić, mogą dzielić elektrony z innymi pierwiastkami, przekazywać im elektrony lub przyjmować od nich elektrony.
Źródło: canva.com
Atomy
W rezultacie równowaga dodatnio i ujemnie naładowanych cząstek w atomie ulegnie zmianie. Jeśli liczba naładowanych protonów „+” i naładowanych elektronów „-” w atomie jest równa, nazywa się go „atomem obojętnym”.
Źródło: canva.com
Atomy
Jeśli jednak atom nie zawiera równej liczby protonów i elektronów, nazywa się go „jonem”.
Źródło: canva.com
Atomy
Ponieważ liczba elektronów w takich atomach nie jest równa liczbie protonów, każdy jon ma ładunek netto. Nazywa się je „jonami ujemnymi”, jeśli liczba elektronów jest większa niż liczba protonów, i „jonami dodatnimi”, jeśli liczba protonów jest większa niż liczba elektronów.
Źródło: iStock.com
Atomy
Na przykład lit ma jeden elektron w swojej najbardziej zewnętrznej warstwie. Lit potrzebuje mniej energii, aby oddać ten jeden elektron, niż przyjąć siedem kolejnych elektronów, aby wypełnić swoją zewnętrzną warstwę.
Źródło: canva.com
Atomy
Jeśli lit straci jeden elektron, będzie miał teraz trzy protony i tylko dwa elektrony, co da mu ładunek całkowity +1 i nazwę kationu litu. Jon litu, o którym tu mówimy, jest jonem dodatnim.
Źródło: canva.com
Atomy
Tendencja atomów do stabilizacji i oddziaływania między naładowanymi jonami, które przekształcają się, tworzą podstawę wiązań chemicznych. Możemy klasyfikować te oddziaływania między gatunkami chemicznymi jako „silne oddziaływania” i „słabe oddziaływania”.
Źródło: canva.com
Atomy
Za pośrednictwem tych oddziaływań atomy przyjmują formy pierwiastkowe i złożone, jakie występują w naturze. Silne oddziaływania to siły, które trzymają atomy tworzące cząsteczki razem, tj. wiązania chemiczne. Słabe oddziaływania to siły, które powstają między cząsteczkami naładowanymi dodatnio i ujemnie.
Źródło: iStock.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązania jonowe
Wiązanie jonowe opiera się na wymianie elektronów między dwoma gatunkami chemicznymi. Rezultatem jest anion, jon o ładunku ujemnym i kation, jon o ładunku dodatnim.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązanie jonowe:
Wiązanie chemiczne utworzone w wyniku przyciągania elektrycznego między ładunkami dodatnimi i ujemnymi nazywa się wiązaniem jonowym. Neutralny atom sodu ma 11 elektronów i 11 protonów. Najbardziej zewnętrzna powłoka orbitalna walencyjna ma 1 elektron. Może stać się stabilny, oddając ten 1 elektron walencyjny. Neutralny atom chloru ma 17 elektronów i 17 protonów.
źródło: canva.com
STRONG INTERACTIONS CHEMICAL BONDS
1) Wiązania jonowe:
Najbardziej zewnętrzna powłoka orbitalna walencyjna ma 7 elektronów. Chlor może stać się stabilny, przyjmując 1 elektron. Podczas formowania cząsteczki chlorku sodu atomy sodu oddają 1 elektron, tworząc dodatnio naładowany jon sodu (Na+), a atomy chloru oddają 1 elektron, tworząc ujemnie naładowany jon chloru (Cl-).
Źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązania jonowe
Ze względu na przyciąganie elektryczne między jonami o przeciwnym ładunku, powstaje między nimi wiązanie jonowe. Istnieje wyraźna różnica między elektroujemnościami atomów tworzących wiązanie jonowe, tj. ich zdolnością do przyciągania elektronów uczestniczących w wiązaniu chemicznym. Z tego powodu wiązania jonowe tworzą się zwykle między atomami metali o niskiej elektroujemności i atomami niemetali o wysokiej elektroujemności.
Źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Gdy nie ma znaczącej różnicy między elektroujemnościami dwóch atomów, mogą one próbować osiągnąć stan stabilny poprzez dzielenie się elektronami. Wiązanie chemiczne utworzone między atomami o bliskiej elektroujemności i w którym elektrony są dzielone, nazywa się wiązaniem kowalencyjnym.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami tego samego typu nazywa się wiązaniem kowalencyjnym niepolarnym. Na przykład w cząsteczce wodoru (H2) dwa atomy wodoru dzielą się swoimi elektronami i starają się, aby ich układ elektronów był podobny do helu, gazu szlachetnego.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Ponieważ elektroujemności atomów są takie same w wiązaniu kowalencyjnym niepolarnym, elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania są w równym stopniu przyciągane przez atomy. Dlatego rozkład ładunków elektrycznych w cząsteczce jest zrównoważony.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami o małej różnicy elektroujemności nazywane jest wiązaniem kowalencyjnym polarnym.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Na przykład w cząsteczce wody elektroujemność tlenu jest większa niż wodoru. Ponieważ elektrony wiążące dzielone przez wodór i tlen w cząsteczce wody są bardziej przyciągane przez tlen, atomy tlenu są częściowo naładowane ładunkiem ujemnym, a atomy wodoru są częściowo naładowane ładunkiem dodatnim. Dlatego cząsteczka wody jest cząsteczką polarną.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Wiązanie metaliczne to rodzaj wiązania utworzonego między atomami metalu. Ze względu na niską elektroujemność metali, atomy te słabo przyciągają elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania. Gdy atomy metalu się ze sobą łączą, elektrony walencyjne w powłoce elektronowej o najwyższej energii są oddzielane od atomów i swobodnie poruszają się po orbitalach walencyjnych sąsiednich atomów metalu.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Te swobodnie poruszające się elektrony walencyjne tworzą morze elektronów i w rezultacie powstaje wiązanie metaliczne z powodu sił przyciągania elektrostatycznego między dodatnio naładowanymi jonami metalu a tymi swobodnymi elektronami.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Właściwości metali, takie jak wysokie temperatury topnienia i wrzenia, jaskrawe kolory, kowalność, dobre przewodnictwo ciepła i elektryczności, wynikają ze swobodnie ruchomych elektronów walencyjnych.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
Słabe oddziaływania to oddziaływania między cząsteczkami naładowanymi dodatnio i ujemnie. Słabe oddziaływania nie obejmują wiązania. Chociaż są rodzajem oddziaływania, którego nie jest tak trudno zerwać jak wiązania chemiczne, możemy wyraźnie zauważyć wpływ słabych oddziaływań w naszym otoczeniu. Możemy zasadniczo podzielić słabe oddziaływania na dwie kategorie: wiązania wodorowe i siły van der Waalsa.
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest najsilniejszym typem słabej interakcji międzycząsteczkowej. Występuje między cząsteczkami utworzonymi przez wodór i pierwiastkami takimi jak tlen, azot i fluor, które są skłonne przyjmować elektrony w celu stabilizacji (elektroujemność).
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Gdy wodór tworzy wiązanie kowalencyjne z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności, elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania są bardziej przyciągane do atomów pierwiastka o wysokiej elektroujemności.
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Dlatego gęstość ładunku ujemnego jest wyższa na atomie o wysokiej elektroujemności niż na wodorze. W rezultacie atom o wysokiej elektroujemności jest częściowo naładowany ładunkiem ujemnym (𝛿𝛿-), podczas gdy wodór jest częściowo naładowany ładunkiem dodatnim (𝛿𝛿+).
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Powoduje to, że cząsteczka jest polarna. Między częściowo naładowanym dodatnio (𝛿𝛿+) atomem wodoru w cząsteczce polarnej a częściowo naładowanym ujemnie (𝛿𝛿-) atomem w sąsiedniej cząsteczce powstaje siła przyciągania elektrostatycznego.
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Ta interakcja nazywana jest wiązaniem wodorowym. Wiązania wodorowe odgrywają wiele ról w podtrzymywaniu życia.
- Na przykład wiązania wodorowe utrzymują dwa pasma DNA razem. Wiązania wodorowe są podstawą wielu interesujących i unikalnych właściwości wody.
- Na przykład, jej wysoka temperatura wrzenia, jej rozszerzalność podczas zamarzania, jej wysoka pojemność cieplna - to znaczy ilość ciepła wymagana do podniesienia jej temperatury o 1 oC - wszystko to jest spowodowane jej zdolnością do tworzenia wiązań wodorowych.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Bez wiązań wodorowych woda byłaby gazem, a nie cieczą w temperaturze pokojowej. Wiązania wodorowe powodują również, że napięcie powierzchniowe wody jest wysokie.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
2. Siły van der Waalsa
Siły van der Waalsa sprawiają, że cząsteczki łączą się ze sobą i pozostają razem. Siły te są szczególnie zaangażowane w zmiany fazowe substancji, takich jak gazy i ciecze, oraz w interakcje powierzchni cząsteczek. Krótko mówiąc, siły van der Waalsa to ogólna nazwa oddziaływań przyciągania i odpychania między cząsteczkami i odgrywają ważną rolę w zrozumieniu struktury i zachowania substancji.
SŁABE INTERAKCJE
2. Siły van der Waalsa
Istnieją różne rodzaje sił van der Waalsa:
- Między cząsteczką polarną a inną cząsteczką polarną (oddziaływania dipol-dipol),
- Między cząsteczką polarną a cząsteczką niepolarną (oddziaływania dipolowo-indukowane),
- Między cząsteczkami częściowo naładowanymi ujemnie i częściowo dodatnio (siły Londona).
Źródło: Shutterstock.com
PODSUMUJMY TO, CZEGO SIĘ NAUCZYLIŚMY:
W tym doświadczeniu omówimy zjawisko wrzenia, z którym często spotykamy się w życiu codziennym na poziomie molekularnym i omówimy wpływ silnych i słabych oddziaływań na wrzenie. Wrzenie to szybkie przejście ze stanu ciekłego w gazowy, gdy ciśnienie pary cieczy jest równe ciśnieniu atmosferycznemu. Ponieważ zjawisko to zachodzi nie tylko na powierzchni cieczy, jak w przypadku parowania, ale w całej cieczy, obserwuje się tworzenie pęcherzyków w cieczy podczas wrzenia. Jednak temperatura, w której ciecze zaczynają wrzeć pod stałym ciśnieniem, tj. punkt wrzenia, zmienia się w zależności od rodzaju cieczy.
Innymi słowy, punkt wrzenia jest charakterystyczną cechą cieczy. Ale dlaczego? Co się zmienia, gdy zmienia się rodzaj cieczy, tak że zmienia się punkt wrzenia? Aby to zrozumieć, musimy przyjrzeć się bliżej cząsteczkom cieczy. Temperatura wrzenia zależy od siły oddziaływań międzycząsteczkowych. Im silniejsza siła przyciągania między cząsteczkami, tym wyższa temperatura wrzenia. Dlatego, gdy zmienia się rodzaj cieczy, temperatura wrzenia ulega zmianie, ponieważ zmienia się również międzycząsteczkowa siła przyciągania cieczy. Więc od czego według ciebie zależy siła przyciągania między cząsteczkami? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..........
Kiedy porównujemy alkohol etylowy i wodę, widać, że między cząsteczkami obu związków występują wiązania wodorowe. Jak myślisz, dlaczego temperatury wrzenia alkoholu etylowego i wody są różne? .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... Jak myślisz, dlaczego temperatury wrzenia alkoholu etylowego i alkoholu metylowego są różne? ..........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Student przeanalizował powyższą tabelę i przedstawił następujący argument: “Typ słabej interakcji między cząsteczkami alkoholu metylowego i alkoholu etylowego jest taki sam. Obie substancje chemiczne mają wiązania wodorowe między cząsteczkami. Liczba wiązań między cząsteczkami alkoholu metylowego i liczba wiązań między cząsteczkami alkoholu etylowego jest taka sama. Jednak temperatury wrzenia tych dwóch substancji chemicznych są różne. Dzieje się tak, ponieważ liczba wiązań wewnątrzcząsteczkowych tworzących te substancje chemiczne jest różna. Zarówno w alkoholu etylowym, jak i w alkoholu metylowym atomy w cząsteczce są połączone ze sobą wiązaniami kowalencyjnymi. Jednak gdy bada się wzory związków, widać, że liczba atomów tworzących cząsteczkę jest różna.
Pokazuje to, że liczba wiązań w cząsteczce jest różna. Ponieważ liczba wiązań (a zatem ilość silnej interakcji) jest wysoka w cząsteczkach o dużej liczbie atomów, temperatura wrzenia jest wysoka.”
Wiadomo, że ten argument jest fałszywy. Określ, dlaczego ten argument jest błędny. ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ .Ponieważ wiadomo, że ten argument jest fałszywy, co Twoim zdaniem jest powodem różnicy między temperaturami wrzenia alkoholu etylowego i alkoholu metylowego? ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Copy - UNIT 9: Interactions Between Molecules
Eco-Smart Schools
Created on November 1, 2025
Start designing with a free template
Discover more than 1500 professional designs like these:
View
Urban Illustrated Presentation
View
3D Corporate Reporting
View
Discover Your AI Assistant
View
Vision Board
View
SWOT Challenge: Classify Key Factors
View
Explainer Video: Keys to Effective Communication
View
Explainer Video: AI for Companies
Explore all templates
Transcript
Project Number: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
Dział 9: Interakcje między cząsteczkami
Projekt współfinansowany przez Komisję Europejską. Publikacja odzwierciedla jedynie stanowisko autora, a Komisja nie ponosi odpowiedzialności za sposób wykorzystania zawartych w niej informacji. Nr projektu: 2023-1-PL01-KA220-SCH-000164042
Słabe wiązania międzycząsteczkowe i
Silne oddziaływania wewnątrzcząsteczkowe
Źródło: canva.com
Wstęp
W tym dziale będziesz badać słabe wiązania międzycząsteczkowe i silne oddziaływania wewnątrzcząsteczkowe.
źródło: canva.com
Cele lekcji:
1. Wyrażanie różnic między oddziaływaniami słabymi i silnymi. 2. Wyjaśnienie zjawiska wrzenia na poziomie molekularnym, wiązanie go ze słabymi i silnymi oddziaływaniami.
źródło: canva.com
Atomy
Wiemy, że cała materia we wszechświecie składa się z atomów. Jednak atomy bardzo rzadko występują same w naturze. Atomy oddziałują z innymi atomami, tworząc pierwiastki i związki.
Źródło: canva.com
Atomy
elektron
Sposób, w jaki zachodzi ta interakcja, zależy od liczby i rozmieszczenia elektronów w atomach. Aby to zrozumieć, przyjrzyjmy się bliżej atomowi.
Źródło: canva.com
Atomy
jądro
W rzeczywistości, gdy próbujesz obserwować atom, jedynym kształtem, jaki zobaczysz na początku, jest jądro.
źródło: canva.com
Atomy
elektron
Jądro znajduje się w centrum atomu i zawiera cząstki naładowane „+” zwane „protonami” oraz nienaładowane „neutrony”, które łączą te protony jak klej (ponieważ, jak wiesz, takie same ładunki odpychają się, a przeciwne przyciągają).
proton
neutron
Źródło: canva.com
Atomy
Proton
Cząstką, która określa typ atomu, jest proton. Możesz więc myśleć o liczbie protonów jako o karcie identyfikacyjnej atomu.
Protony to dodatnio naładowane cząstki znajdujące się w jądrze (centrum) atomu.
Źródło: canva.com
Atomy
Electron
Oprócz nich istnieje trzeci typ cząstek poza jądrem, który na pierwszy rzut oka jest niepozorny, ale który jest protagonistą wiązania chemicznego, o którym porozmawiamy za chwilę: elektrony.
Elektrony to ujemnie naładowane cząstki, które krążą wokół jądra.
Źródło: canva.com
Atomy
Mówimy niepozorne na pierwszy rzut oka, ponieważ elektrony są znacznie mniejszymi cząstkami niż protony i neutrony i poruszają się bardzo szybko, daleko od jądra. Jednak te naładowane „-” cząstki nie poruszają się całkowicie losowo.
elektron
Źródło: canva.com
Atomy
W podręcznikach naukowych można zobaczyć różne modele atomu (model atomu Bohra), które porównywane są do układu słonecznego. Chociaż nie jest to całkowicie dokładne przedstawienie, jest ono nadal używane w wielu źródłach, ponieważ ułatwia zrozumienie ruchu elektronów i roli, jaką odgrywają w strukturze wiązania.
Model atomu Bohra
Źródło: canva.com
Atomy
Zgodnie z tą notacją elektrony poruszają się po określonych orbitach wokół jądra, lub mówiąc bardziej technicznie, na poziomach energetycznych składających się z kilku warstw stanów prawdopodobieństwa dla ich położenia. Warstwy te mają różne pojemności elektronowe. Warstwa najbliższa jądra może pomieścić do dwóch elektronów.
Źródło: canva.com
Atomy
Drugi i trzeci poziom energii mogą pomieścić do osiem elektronów. Kiedy warstwa na jednym poziomie energii jest pełna, następny elektron przybywa i osiada w warstwie na następnym wyższym poziomie energii. Dlatego wszystkie warstwy przed najbardziej zewnętrzną warstwą atomu są całkowicie wypełnione elektronami.
Źródło: canva.com
Atomy
Z tego powodu elektrony na najbardziej zewnętrznym orbitalu (orbitalu walencyjnym) są brane pod uwagę, gdy mówimy o wiązaniach chemicznych. W niektórych pierwiastkach pojemność elektronowa na orbitalu walencyjnym nie jest całkowicie wypełniona. Powoduje to, że atom znajduje się w stanie niestabilnym.
Źródło: canva.com
Atomy
Atomy zawsze mają tendencję do całkowitego wypełnienia pojemności elektronowej na wszystkich orbitach i stają się stabilne. Aby to zrobić, mogą dzielić elektrony z innymi pierwiastkami, przekazywać im elektrony lub przyjmować od nich elektrony.
Źródło: canva.com
Atomy
W rezultacie równowaga dodatnio i ujemnie naładowanych cząstek w atomie ulegnie zmianie. Jeśli liczba naładowanych protonów „+” i naładowanych elektronów „-” w atomie jest równa, nazywa się go „atomem obojętnym”.
Źródło: canva.com
Atomy
Jeśli jednak atom nie zawiera równej liczby protonów i elektronów, nazywa się go „jonem”.
Źródło: canva.com
Atomy
Ponieważ liczba elektronów w takich atomach nie jest równa liczbie protonów, każdy jon ma ładunek netto. Nazywa się je „jonami ujemnymi”, jeśli liczba elektronów jest większa niż liczba protonów, i „jonami dodatnimi”, jeśli liczba protonów jest większa niż liczba elektronów.
Źródło: iStock.com
Atomy
Na przykład lit ma jeden elektron w swojej najbardziej zewnętrznej warstwie. Lit potrzebuje mniej energii, aby oddać ten jeden elektron, niż przyjąć siedem kolejnych elektronów, aby wypełnić swoją zewnętrzną warstwę.
Źródło: canva.com
Atomy
Jeśli lit straci jeden elektron, będzie miał teraz trzy protony i tylko dwa elektrony, co da mu ładunek całkowity +1 i nazwę kationu litu. Jon litu, o którym tu mówimy, jest jonem dodatnim.
Źródło: canva.com
Atomy
Tendencja atomów do stabilizacji i oddziaływania między naładowanymi jonami, które przekształcają się, tworzą podstawę wiązań chemicznych. Możemy klasyfikować te oddziaływania między gatunkami chemicznymi jako „silne oddziaływania” i „słabe oddziaływania”.
Źródło: canva.com
Atomy
Za pośrednictwem tych oddziaływań atomy przyjmują formy pierwiastkowe i złożone, jakie występują w naturze. Silne oddziaływania to siły, które trzymają atomy tworzące cząsteczki razem, tj. wiązania chemiczne. Słabe oddziaływania to siły, które powstają między cząsteczkami naładowanymi dodatnio i ujemnie.
Źródło: iStock.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązania jonowe
Wiązanie jonowe opiera się na wymianie elektronów między dwoma gatunkami chemicznymi. Rezultatem jest anion, jon o ładunku ujemnym i kation, jon o ładunku dodatnim.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązanie jonowe:
Wiązanie chemiczne utworzone w wyniku przyciągania elektrycznego między ładunkami dodatnimi i ujemnymi nazywa się wiązaniem jonowym. Neutralny atom sodu ma 11 elektronów i 11 protonów. Najbardziej zewnętrzna powłoka orbitalna walencyjna ma 1 elektron. Może stać się stabilny, oddając ten 1 elektron walencyjny. Neutralny atom chloru ma 17 elektronów i 17 protonów.
źródło: canva.com
STRONG INTERACTIONS CHEMICAL BONDS
1) Wiązania jonowe:
Najbardziej zewnętrzna powłoka orbitalna walencyjna ma 7 elektronów. Chlor może stać się stabilny, przyjmując 1 elektron. Podczas formowania cząsteczki chlorku sodu atomy sodu oddają 1 elektron, tworząc dodatnio naładowany jon sodu (Na+), a atomy chloru oddają 1 elektron, tworząc ujemnie naładowany jon chloru (Cl-).
Źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
1) Wiązania jonowe
Ze względu na przyciąganie elektryczne między jonami o przeciwnym ładunku, powstaje między nimi wiązanie jonowe. Istnieje wyraźna różnica między elektroujemnościami atomów tworzących wiązanie jonowe, tj. ich zdolnością do przyciągania elektronów uczestniczących w wiązaniu chemicznym. Z tego powodu wiązania jonowe tworzą się zwykle między atomami metali o niskiej elektroujemności i atomami niemetali o wysokiej elektroujemności.
Źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Gdy nie ma znaczącej różnicy między elektroujemnościami dwóch atomów, mogą one próbować osiągnąć stan stabilny poprzez dzielenie się elektronami. Wiązanie chemiczne utworzone między atomami o bliskiej elektroujemności i w którym elektrony są dzielone, nazywa się wiązaniem kowalencyjnym.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami tego samego typu nazywa się wiązaniem kowalencyjnym niepolarnym. Na przykład w cząsteczce wodoru (H2) dwa atomy wodoru dzielą się swoimi elektronami i starają się, aby ich układ elektronów był podobny do helu, gazu szlachetnego.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Ponieważ elektroujemności atomów są takie same w wiązaniu kowalencyjnym niepolarnym, elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania są w równym stopniu przyciągane przez atomy. Dlatego rozkład ładunków elektrycznych w cząsteczce jest zrównoważony.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami o małej różnicy elektroujemności nazywane jest wiązaniem kowalencyjnym polarnym.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
2) Wiązanie kowalencyjne
Na przykład w cząsteczce wody elektroujemność tlenu jest większa niż wodoru. Ponieważ elektrony wiążące dzielone przez wodór i tlen w cząsteczce wody są bardziej przyciągane przez tlen, atomy tlenu są częściowo naładowane ładunkiem ujemnym, a atomy wodoru są częściowo naładowane ładunkiem dodatnim. Dlatego cząsteczka wody jest cząsteczką polarną.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Wiązanie metaliczne to rodzaj wiązania utworzonego między atomami metalu. Ze względu na niską elektroujemność metali, atomy te słabo przyciągają elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania. Gdy atomy metalu się ze sobą łączą, elektrony walencyjne w powłoce elektronowej o najwyższej energii są oddzielane od atomów i swobodnie poruszają się po orbitalach walencyjnych sąsiednich atomów metalu.
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Te swobodnie poruszające się elektrony walencyjne tworzą morze elektronów i w rezultacie powstaje wiązanie metaliczne z powodu sił przyciągania elektrostatycznego między dodatnio naładowanymi jonami metalu a tymi swobodnymi elektronami.
źródło: canva.com
SILNE ODDZIAŁYWANIA A WIĄZANIA CHEMICZNE
3) Wiązanie metaliczne
Właściwości metali, takie jak wysokie temperatury topnienia i wrzenia, jaskrawe kolory, kowalność, dobre przewodnictwo ciepła i elektryczności, wynikają ze swobodnie ruchomych elektronów walencyjnych.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
Słabe oddziaływania to oddziaływania między cząsteczkami naładowanymi dodatnio i ujemnie. Słabe oddziaływania nie obejmują wiązania. Chociaż są rodzajem oddziaływania, którego nie jest tak trudno zerwać jak wiązania chemiczne, możemy wyraźnie zauważyć wpływ słabych oddziaływań w naszym otoczeniu. Możemy zasadniczo podzielić słabe oddziaływania na dwie kategorie: wiązania wodorowe i siły van der Waalsa.
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Wiązanie wodorowe jest najsilniejszym typem słabej interakcji międzycząsteczkowej. Występuje między cząsteczkami utworzonymi przez wodór i pierwiastkami takimi jak tlen, azot i fluor, które są skłonne przyjmować elektrony w celu stabilizacji (elektroujemność).
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Gdy wodór tworzy wiązanie kowalencyjne z pierwiastkiem o wysokiej elektroujemności, elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania są bardziej przyciągane do atomów pierwiastka o wysokiej elektroujemności.
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Dlatego gęstość ładunku ujemnego jest wyższa na atomie o wysokiej elektroujemności niż na wodorze. W rezultacie atom o wysokiej elektroujemności jest częściowo naładowany ładunkiem ujemnym (𝛿𝛿-), podczas gdy wodór jest częściowo naładowany ładunkiem dodatnim (𝛿𝛿+).
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Powoduje to, że cząsteczka jest polarna. Między częściowo naładowanym dodatnio (𝛿𝛿+) atomem wodoru w cząsteczce polarnej a częściowo naładowanym ujemnie (𝛿𝛿-) atomem w sąsiedniej cząsteczce powstaje siła przyciągania elektrostatycznego.
Żródło: canva.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Ta interakcja nazywana jest wiązaniem wodorowym. Wiązania wodorowe odgrywają wiele ról w podtrzymywaniu życia.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
1. Wiązanie wodorowe
Bez wiązań wodorowych woda byłaby gazem, a nie cieczą w temperaturze pokojowej. Wiązania wodorowe powodują również, że napięcie powierzchniowe wody jest wysokie.
Źródło: Shutterstock.com
SŁABE INTERAKCJE
2. Siły van der Waalsa
Siły van der Waalsa sprawiają, że cząsteczki łączą się ze sobą i pozostają razem. Siły te są szczególnie zaangażowane w zmiany fazowe substancji, takich jak gazy i ciecze, oraz w interakcje powierzchni cząsteczek. Krótko mówiąc, siły van der Waalsa to ogólna nazwa oddziaływań przyciągania i odpychania między cząsteczkami i odgrywają ważną rolę w zrozumieniu struktury i zachowania substancji.
SŁABE INTERAKCJE
2. Siły van der Waalsa
Istnieją różne rodzaje sił van der Waalsa:
Źródło: Shutterstock.com
PODSUMUJMY TO, CZEGO SIĘ NAUCZYLIŚMY:
W tym doświadczeniu omówimy zjawisko wrzenia, z którym często spotykamy się w życiu codziennym na poziomie molekularnym i omówimy wpływ silnych i słabych oddziaływań na wrzenie. Wrzenie to szybkie przejście ze stanu ciekłego w gazowy, gdy ciśnienie pary cieczy jest równe ciśnieniu atmosferycznemu. Ponieważ zjawisko to zachodzi nie tylko na powierzchni cieczy, jak w przypadku parowania, ale w całej cieczy, obserwuje się tworzenie pęcherzyków w cieczy podczas wrzenia. Jednak temperatura, w której ciecze zaczynają wrzeć pod stałym ciśnieniem, tj. punkt wrzenia, zmienia się w zależności od rodzaju cieczy.
Innymi słowy, punkt wrzenia jest charakterystyczną cechą cieczy. Ale dlaczego? Co się zmienia, gdy zmienia się rodzaj cieczy, tak że zmienia się punkt wrzenia? Aby to zrozumieć, musimy przyjrzeć się bliżej cząsteczkom cieczy. Temperatura wrzenia zależy od siły oddziaływań międzycząsteczkowych. Im silniejsza siła przyciągania między cząsteczkami, tym wyższa temperatura wrzenia. Dlatego, gdy zmienia się rodzaj cieczy, temperatura wrzenia ulega zmianie, ponieważ zmienia się również międzycząsteczkowa siła przyciągania cieczy. Więc od czego według ciebie zależy siła przyciągania między cząsteczkami? ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..........
Kiedy porównujemy alkohol etylowy i wodę, widać, że między cząsteczkami obu związków występują wiązania wodorowe. Jak myślisz, dlaczego temperatury wrzenia alkoholu etylowego i wody są różne? .......................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................... Jak myślisz, dlaczego temperatury wrzenia alkoholu etylowego i alkoholu metylowego są różne? ..........................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................
Student przeanalizował powyższą tabelę i przedstawił następujący argument: “Typ słabej interakcji między cząsteczkami alkoholu metylowego i alkoholu etylowego jest taki sam. Obie substancje chemiczne mają wiązania wodorowe między cząsteczkami. Liczba wiązań między cząsteczkami alkoholu metylowego i liczba wiązań między cząsteczkami alkoholu etylowego jest taka sama. Jednak temperatury wrzenia tych dwóch substancji chemicznych są różne. Dzieje się tak, ponieważ liczba wiązań wewnątrzcząsteczkowych tworzących te substancje chemiczne jest różna. Zarówno w alkoholu etylowym, jak i w alkoholu metylowym atomy w cząsteczce są połączone ze sobą wiązaniami kowalencyjnymi. Jednak gdy bada się wzory związków, widać, że liczba atomów tworzących cząsteczkę jest różna.
Pokazuje to, że liczba wiązań w cząsteczce jest różna. Ponieważ liczba wiązań (a zatem ilość silnej interakcji) jest wysoka w cząsteczkach o dużej liczbie atomów, temperatura wrzenia jest wysoka.”
Wiadomo, że ten argument jest fałszywy. Określ, dlaczego ten argument jest błędny. ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................ .Ponieważ wiadomo, że ten argument jest fałszywy, co Twoim zdaniem jest powodem różnicy między temperaturami wrzenia alkoholu etylowego i alkoholu metylowego? ................................................................................................................................................................................................................................................................................................................