• Strona główna
  • Kanał na YouTube
  • Do pobrania
  • Artykuły
    • Alkohole – kwasowość
    • Określanie typu hybrydyzacji
    • Hybrydyzacja – określanie kształtu
    • Kiedy zachodzi reakcja: kwas-sól, wodorotlenek-sól, sól-sól
    • Moc kwasów organicznych
    • pH wodorosoli
    • Próba jodoformowa
    • Próba Trommera – prawdziwe oblicze
    • Przewodnictwo elektryczne – miareczkowanie
    • Stopnie utlenienia w związkach organicznych
    • Teoria kwasów i zasad Lewisa
    • Tlen – złudne źródło życia
    • Wiązanie wodorowe
  • Notki
    • Przemiany Promieniotwórcze
    • Reguła Markownikowa
    • Synteza Wurtza
  • Oferta
  • Kontakt/O mnie
  • Inne
    • Kurs Maturalny z Chemii – już od września
    • Matura 2019 (nowa podstawa) – analiza i rozwiązanie
    • Piszcie odwołania
  • KUP KURS/PLANSZE
  • WYKUPIONE KURSY
  • Zaloguj się
  • Koszyk
  • Zadania z Instagrama

Masz pytanie? Napisz

akademiachemiikurs@gmail.com
Akademia Chemii - Inna filozofia nauczania
  • Strona główna
  • Kanał na YouTube
  • Do pobrania
  • Artykuły
    • Alkohole – kwasowość
    • Określanie typu hybrydyzacji
    • Hybrydyzacja – określanie kształtu
    • Kiedy zachodzi reakcja: kwas-sól, wodorotlenek-sól, sól-sól
    • Moc kwasów organicznych
    • pH wodorosoli
    • Próba jodoformowa
    • Próba Trommera – prawdziwe oblicze
    • Przewodnictwo elektryczne – miareczkowanie
    • Stopnie utlenienia w związkach organicznych
    • Teoria kwasów i zasad Lewisa
    • Tlen – złudne źródło życia
    • Wiązanie wodorowe
  • Notki
    • Przemiany Promieniotwórcze
    • Reguła Markownikowa
    • Synteza Wurtza
  • Oferta
  • Kontakt/O mnie
  • Inne
    • Kurs Maturalny z Chemii – już od września
    • Matura 2019 (nowa podstawa) – analiza i rozwiązanie
    • Piszcie odwołania
  • KUP KURS/PLANSZE
  • WYKUPIONE KURSY
  • Zaloguj się
  • Koszyk
  • Zadania z Instagrama

Artykuły

  • Strona główna
  • Blog
  • Artykuły
  • Określanie typu hybrydyzacji

Określanie typu hybrydyzacji

  • Wysłane przez Łukasz Lijewski
  • Kategorie Artykuły
  • Data 3 sierpnia, 2017
  • Komentarze 1 komentarz
19 0
Read Time8 Minute, 33 Second

Możesz zwiększyć swoją szansę na wysoki wynik z matury z chemii (90% i więcej) dzięki najlepszemu kursowi online w Polsce. Więcej informacji w linku.

 KLIKNIJ


Tym razem pokażę Wam najkrótszy sposób przypisywania hybrydyzacji i rysowania wzorów elektronowych jaki znam. Sam go praktykuję od paru lat i jestem jego zagorzałym zwolennikiem. Daj się namówić i Ty a zobaczysz, że warto. Aby narysować wzór związku i określić jego hybrydyzację musimy wykonać 3 rzeczy.


Hybrydyzacja – Wstęp

Określanie ilości wiązań dla danego atomu. W tym celu patrzymy na układ okresowy, bo z niego da się wiele odczytać, a w kwestii budowy atomu to już w ogóle jest to skarbnica wiedzy. Weź do ręki układ okresowy i zaczynamy. Patrzymy na 1 grupę i przemieszczamy się po kolei:

  • Pierwiastki 1 grupy (H, Li, Na, itd.) mogą wytwarzać jedno wiązanie i basta, bo mają tylko 1 elektron walencyjny.
  • Pierwiastki II grupy (Be, Mg, Ca, itd.) mogą wytwarzać dwa wiązania, bo mają dwa elektrony walencyjne.
  • Blok d pomijamy bo tutaj różnie bywa, ale najczęściej pierwiastki te wytwarzają 2 wiązania (są II-wartościowe), bo najtrwalsze ich jony powstają po oderwaniu walencyjnej powłoki s, która zawsze ma 2 elektrony).
  • Pierwiastki grupy XIII (B, Al, Ga) mogą wytwarzać trzy wiązania, bo mają trzy elektrony walencyjne.
  • Pierwiastki grupy XIV (C, Si, Ge) mogą wytwarzać cztery wiązania, bo mają cztery elektrony walencyjne. W tej grupie pojawia się po raz pierwszy w tych rozważaniach sytuacja, że pierwiastek spełni regułę oktetu, bo dostając od kogoś 4 elektrony, węgiel dla przykładu staje się neonem.
  • Pierwiastki grupy XV (N, P, As) są również szczęśliwcami. Otóż im do oktetu potrzebne są tylko 3 elektrony, więc wytwarzają trzy wiązania kowalencyjne. Ale uwaga, pierwiastki te mają 5 elektronów, więc po wytworzeniu owych 3 wiązań, zostaną im 2 elektrony jako wolna para. Te elektrony będą mogły komuś pożyczyć, więc mogą wytworzyć 1 wiązanie koordynacyjne.
  • Pierwiastki grupy XVI (O, S, Se) do oktetu potrzebują dwóch elektronów, więc mogą wytwarzać dwa wiązania kowalencyjne. Z uwagi na to, że mają 6 elektronów walencyjnych, to po wytworzeniu wiązań, zostaną im dwie wolne pary (4 el.), a więc mogą wytwarzać 2 wiązania koordynacyjne.
  • Pierwiastki grupy XVII (F, Cl, Br) do oktetu potrzebują jednego elektronu, więc wytwarzają jedno wiązanie kowalencyjne, a że łącznie mają 7 elektronów walencyjnych, to po wytworzeniu wiązania kowalencyjnego, zostaną im trzy wolne pary (6 el.), a więc mogą wytwarzać dodatkowo 3 wiązania koordynacyjne.
  • Wydaje się, że jest tu dużo do zapamiętania, ale jeżeli kilka razy patrząc jednocześnie na układ powtórzycie to sobie, to potem będziecie mogli w ciągu sekundy analizować ile i jakich wiązań wytwarza dana grupa. Spojrzycie na układ okresowy, popatrzycie ile brakuje pierwiastkowi elektronów do oktetu i ile ma łącznie elektronów walencyjnych i wszystko będziecie wiedzieć.

2. Metoda oceniania hybrydyzacji VSEPR skrócona do minimum.

Pobawmy się w liczenie punktów. Jeżeli:

  • suma punktów wynosi 4 – przypisujemy hybrydyzację typu sp3
  • suma punktów wynosi 3 – przypisujemy hybrydyzację typu sp2
  • suma punktów wynosi 2 – przypisujemy hybrydyzację typu sp

Jaka jest zasada punktowania? Otóż wszystko ma jeden punkt. Tak więc:

  • wiązanie kowalencyjne – przyznajemy 1 punkt
  • wiązanie podwójne – przyznajemy 1 punkt
  • wiązanie potrójne – przyznajemy 1 punkt
  • wolna para elektronowa – przyznajemy 1 punkt
  • wiązanie koordynacyjne – przyznajemy 1 punkt

3. Przechodzimy do rysowania wzorów elektronowych i określania hybrydyzacji. Połączmy razem to o czym przed chwilą napisałem. Do dzieła.

  • Przykład: cząsteczka amoniaku – NH3

Azot jest w XV grupie, wytwarza więc 3 wiązania i ma 1 wolną parę. Malujemy na środku azot i wokół niego rozmieszczamy równo wodory tak, aby były umieszczone jak najdalej od siebie (Rys.a). Azot wytwarza 3 wiązania kowalencyjne, a wodory po jednym wiązaniu. Jednocześnie zostaje nam 1 wolna para którą również malujemy  (Rys. b).NH3.pngNastępnie oddalamy od siebie tak pierwiastki i wolną parę, żeby były jak najdalej. Na końcu liczymy sumę punktów o której mówiłem przed chwilą (czerwone cyferki na Rys, c) i skoro dla amoniaku wychodzi suma punktów 4, to mamy hybrydyzację typu sp3

  • Przykład: cząsteczka dwutlenku węgla – CO2

Węgiel jako pierwiastek XIV grupy może wytwarzać 4 wiązania i nie ma wolnych par.  Malujemy na środku węgiel, wokół niego rozmieszczamy tleny tak, aby były jak najdalej od siebie (Rys.a). Następnie tworzymy wiązania podwójne między atomami węgla i tlenu, ponieważ tlen chce jako pierwiastek XVI grupy wytwarzać dwa wiązania i ma dwie wolne pary, które również zaznaczamy (Rys. b). Na końcu liczymy ilość punktów. Każde wiązanie podwójne to 1 punkt – suma wychodzi 2, a więc możemy węglowi przypisać hybrydyzację spco2.png

  • Przykład: cząsteczka dwutlenku siarki – SO2

Siarka jako pierwiastek XVI grupy (tak samo jak tlen) może wytwarzać 2 wiązania kowalencyjne i ma 2 wolne pary. Rysujemy na środku siarkę, a tleny rozmieszczamy tak, aby były jak najdalej od siebie (Rys,a )so2.png

Tworzymy jedno wiązanie podwójne między siarką, a tlenem, gdyż obydwóm pierwiastkom zależy jedynie na wytworzeniu dwóch wiązań kowalencyjnych. Siarka posiada 2 wolne pary, przez które może wytwarzać wiązania koordynacyjne. W tym przypadku oddaje jedną swoją wolną parę tlenowi (Rys. b). Tlen, który przyjął parę elektronową miał sam 6 elektronów, więc zaznaczamy je jako 3 pary (tlen po prawej stronie). Na końcu rozmieszczamy atomy tlenów i wolną parę tak, aby były jak najdalej od siebie, sumujemy punkty, a skoro wynik wynosi 3 (Rys. c), wiemy że dla siarki jest to hybrydyzacja sp2. Przypominam, że wolną parę też liczymy jako jeden punkt i interesuje nas tylko atom centralny, dlatego nie liczymy tych punktów dla tlenu. Dlaczego tak jest? Ponieważ to atom centralny decyduje o kształcie cząsteczki.

  • Przykład: cząsteczka etenu, czyli CH2=CH2

Węgiel jako pierwiastek XIV grupy tworzy 4 wiązania i nie ma wolnych par elektronowych (nie może tworzyć wiązań koordynacyjnych). W alkenach istnieje wiązanie podwójne między atomami węgli. Malujemy więc dwa węgle, tworzymy między nimi wiązanie podwójne, a następnie rozmieszczamy wodory tak, aby były jak najdalej od siebie (Rys.a)CH2=CH2

Tworzymy wiązania między węglami, a wodorami (Rys. b). Liczymy sumę punktów i uzyskany wynik – 3 sugeruje, że każdemu węglowi możemy przypisać hybrydyzację sp2. Pamiętajmy, że wiązanie podwójne i potrójne liczymy jako jeden punkt!, co zresztą pokazuje (Rys. c).

  • A teraz pora na jeden z ciekawszych przykładów w liceum, czyli kation amonowy – NH4+

Rysowaliśmy przed chwilą cząsteczkę amoniaku, więc możemy ją przerysować tak samo jak poprzednio (Rys.a)nh4+.png

Popatrzmy na jon H+. Jeżeli policzymy, to okaże się, że ma on jeden proton i nie posiada w ogóle elektronów. Dlatego też jon ten może śmiało przyłączyć wolną parę elektronową azotu (Rys. b) i dzięki temu uzyskuje dwa elektrony stając się helem i spełnia regułę dubletu. Po zsumowaniu punktów wychodzi wynik 4, a więc mamy hybrydyzację sp3

  • Przykład: cząsteczka kwasu chlorowego (V) – HClO3

Chlor jako pierwiastek grupy XVII wytwarza jedno wiązanie kowalencyjne i ma trzy wolne pary elektronowe. Malujemy chlor na środku, wokół niego rozmieszczamy w równych odległościach atomy tlenu (Rys. a) oraz malujemy jeden mostek tlenowy, czyli wodór łączy się przez tlen z chlorem.HClO3

Chlor wytworzył jedno wiązanie i więcej już nie potrzebuje. Ma natomiast trzy wolne pary elektronowe. Dwie z trzech wolnych par może przekazać tlenom, natomiast jedna zostanie nieużyta (Rys. b). Rozmieszczamy tleny i wolne pary tak, aby znajdowały się najdalej od siebie, a następnie liczymy sumę punktów (Rys. c). W przypadku tej cząsteczki suma wynosi 4, a więc mamy do czynienia z hybrydyzacją sp3.

Warto również pamiętać o tzw. zasadzie „8” dla tlenu. Otóż każdy tlen musi mieć łącznie osiem elektronów. Tak więc po narysowaniu wiązań możemy zawsze uzupełniać ilość wolnych par dla tlenu tak, aby razem wyszło 8 elektronów i nie musimy zastanawiać się, ile wolnych par powinno tam być.

  • Przykład: cząsteczka chlorku glinu, czyli AlCl3

Glin jako pierwiastek grupy XIII może wytwarzać 3 wiązania kowalencyjne i nie ma wolnych par. Z kolei chlor jako pierwiastek grupy XVII może wytwarzać jedno wiązanie kowalencyjne i ma trzy wolne pary elektronowe. Malujemy na środku glin, wokół niego rozmieszczamy trzy chlory (Rys. a)alcl3.png

Malujemy trzy wiązania kowalencyjne, bo tyle potrzebuje glin, na atomach chloru z kolei pamiętamy, że musimy umieścić trzy wolne pary elektronowe. Liczymy sumę punktów dla glinu i wychodzi nam 3, czyli jest to hybrydyzacja sp2.

  • Przykład: cząsteczka jonu hydroniowego, czyli H3O+

Ma ona budowę podobną do jonu NH4+. Tlen wytwarza dwa wiązania kowalencyjne i ma dwie wolne pary. Malujemy tlen na środku, rozmieszczamy wokół niego wodory, tak aby znajdowały się jak najdalej od siebie (Rys. a).

h3o_.png

Do tlenu dodajemy dwie wolne pary elektronowe oraz zastanawiamy się jak do cząsteczki wody dołączyć jeszcze jon H+(Rys. b). Podobnie jak wcześniej, jon ten nie posiada żadnych elektronów. Może więc przyłączyć od wody parę elektronową poprzez wiązanie koordynacyjne i wtedy spełni regułę dubletu stając się helem (Rys. c). Na końcu liczymy sumę punktów, dla tlenu wynosi ona 4, a więc możemy mu przypisać hybrydyzację typu sp3.

  • Przykład:  anion siarczanowy (IV), czyli SO32-

Analizując aniony kwasów najlepiej namalować na starcie kwas od którego się wywodzą, czyli w tym przypadku H2SO3. Siarka jako pierwiastek XVI grupy wytwarza 2 wiązania i ma dwie wolne pary elektronowe, tlen – tak samo. Malujemy siarkę na środku, a wokół niej rozmieszczamy w równych odległościach tleny i malujemy dwa mostki tlenowe (Rys.a).h2so3Siarka jako że potrzebuje tylko dwa wiązania do oktetu, to owe wiązania pochodzą już z wytworzonych mostków tlenowych. Wiemy jednak, że posiada ona jeszcze dwie wolne pary elektronowe. Przez jedną z tych wolnych par może wytworzyć wiązanie koordynacyjne z atomem tlenu (Rys. b). Druga wolna para natomiast zostanie nieużyta. Na końcu poprawiamy kształt cząsteczki tak, aby wiązania i wolna para były jak najdalej od siebie (Rys. c), malujemy wolne pary dla tlenów i liczymy sumę punktów. W tym przypadku dla atomu centralnego, czyli siarki wynosi ona 4, a więc mamy do czynienia z hybrydyzacją typu sp3.

Mając za podstawę cząsteczkę kwasu przejdźmy do omówienia hybrydyzacji siarki w jonie SO32-. Jon ten powstanie w momencie w którym kwas H2SO3 zdysocjuje i odłączą się od niego dwa jony H+. Jony te odłączając się pozostawią na tlenach od których się odłączyły swoje elektrony, co spowoduje, że owe tleny zyskają ładunek -I, co pokazuje (Rys. a). Pozostaje uzupełnić wolne pary elektronowe dla tlenu oraz policzyć sumę punktów (Rys. b). Nic się nie zmieni w stosunku do kwasu – a więc hybrydyzacja siarki w tym jonie to sp3.

SO32-.png


Raz na jakiś czas będę uzupełniał ten artykuł o inne ciekawe przypadki hybrydyzacji. Wg mnie jest to naprawdę najlepsza metoda oceniania hybrydyzacji i rysowania wzorów elektronowych.

Pozdrawiam,

Łukasz Lijewski – AKADEMIA CHEMII

Wszelkie prawa zastrzeżone!!!

Zamieszczanie jakichkolwiek fragmentów tego artykułu w innych publikacjach i stronach internetowych bez zgody autora jest zabronione.

Share

Facebook
Twitter
Pinterest
LinkedIn

About Post Author

Łukasz Lijewski

lijewskilukasz@gmail.com
Happy
Happy
18 51 %
Sad
Sad
0 0 %
Excited
Excited
12 34 %
Sleepy
Sleepy
3 9 %
Angry
Angry
2 6 %
Surprise
Surprise
0 0 %

Tag:hybrydyzacja, kształt, przypisywanie hybrydyzacji, sp, sp2, sp3

  • Udostępnij:
author avatar
Łukasz Lijewski

Poprzedni post

pH wodorosoli
3 sierpnia, 2017

Następny wpis

Kiedy zachodzi reakcja: kwas-sól, wodorotlenek-sól, sól-sól
7 sierpnia, 2017

Może Ci się spodobać

k71
Próba jodoformowa
26 listopada, 2018
teoria brónsta
Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego
13 września, 2018
Trommerek
Próba Trommera – prawdziwe oblicze
3 września, 2018

Average Rating

5 Star
0%
4 Star
0%
3 Star
0%
2 Star
0%
1 Star
0%
(Add your review)

One thought on “Określanie typu hybrydyzacji”

  1. Hybrydyzacja (I) – określanie typu hybrydyzacji i rysowanie wzorów elektronowych cząsteczek. – AKADEMIA CHEMII – Inna filozofia nauki – korepetycje z chemii says:
    5 października, 2018 o 10:47 am

    […] http://akademiachemii.pl/artykuly/hybrydyzacja-i-okreslanie-typu-hybrydyzacji-i-rysowanie-wzorow-ele… […]

    Odpowiedz

Dodaj komentarz Anuluj pisanie odpowiedzi

Twój adres email nie zostanie opublikowany. Pola, których wypełnienie jest wymagane, są oznaczone symbolem *

Regulamin

Polityka prywatności

Education WordPress theme by ThimPress. Powered by WordPress.


Używamy plików cookie na naszej stronie internetowej, aby zapewnić najbardziej odpowiednie wrażenia dzięki zapamiętywaniu preferencji i powtarzaniu wizyt. Klikając „Akceptuję”, wyrażasz zgodę na użycie WSZYSTKICH plików cookie.
Ustawienia cookieAKCEPTUJĘ
Privacy & Cookies Policy

Privacy Overview

This website uses cookies to improve your experience while you navigate through the website. Out of these, the cookies that are categorized as necessary are stored on your browser as they are essential for the working of basic functionalities of the website. We also use third-party cookies that help us analyze and understand how you use this website. These cookies will be stored in your browser only with your consent. You also have the option to opt-out of these cookies. But opting out of some of these cookies may affect your browsing experience.
Necessary
Always Enabled

Necessary cookies are absolutely essential for the website to function properly. This category only includes cookies that ensures basic functionalities and security features of the website. These cookies do not store any personal information.

Non-necessary

Any cookies that may not be particularly necessary for the website to function and is used specifically to collect user personal data via analytics, ads, other embedded contents are termed as non-necessary cookies. It is mandatory to procure user consent prior to running these cookies on your website.

SAVE & ACCEPT