O WIĄZANIACH CHEMICZNYCH W SZKOLE PODSTAWOWEJ

Transkrypt

1 Aleksandra Mrzigod, Janusz Mrzigod O WIĄZANIACH CHEMICZNYCH W SZKOLE PODSTAWOWEJ Uczeń właśnie poznał budowę atomu i sposób rozmieszczania elektronów na powłokach. Potrafi ustalić liczbę elektronów walencyjnych w atomie danego pierwiastka chemicznego. I wtedy pojawiają się one wiązania chemiczne. Prawdziwe wyzwanie nie tylko dla uczniów, lecz także dla doświadczonych pedagogów.

2 Skojarz Dublet elektronowy 2 elektrony na powłoce walencyjnej W jaki sposób przekazać abstrakcyjną wiedzę? Omawianie wiązań chemicznych po raz pierwszy wymaga stosowania pewnych uproszczeń, wynikających z trudności zagadnienia i wciąż jeszcze ograniczonej wiedzy uczniów w wielu obszarach chemii (oraz fizyki). Nauczyciel musi balansować między treścią, jaką należy wprowadzić zgodnie z podstawą programową, a zagadnieniami rozszerzającymi, których realizacja jest zaplanowana na kolejny etap kształcenia (liceum ogólnokształcące, technikum). Pedagog, jeśli wcześniej uczył w szkole ponadgimnazjalnej, powinien zrezygnować ze swoich przyzwyczajeń. Jaki bowiem skutek może przynieść zasypanie ucznia już na samym początku nauki chemii skomplikowaną wiedzą teoretyczną o wysokim stopniu abstrakcji, dotyczącą rzeczy niewidocznych gołym okiem? Oktet elektronowy 8 elektronów na powłoce walencyjnej 2017, s Największą elektroujemność ma fluor: 4,0 F Czym dysponuje nauczyciel? Z pewnością wyobraźnią uczniów. I to właśnie do niej powinien się odwoływać. Może skorzystać na przykład z modeli do budowania cząsteczek, w których kulki łączy się krótszymi lub dłuższymi pręcikami. Uczniowie wkrótce dowiedzą się przecież, że pręciki odpowiadają kreskom, za których pomocą przedstawia się wiązania w kreskowych wzorach strukturalnych cząsteczek. Uczniom łatwiej przyswoić kreskę łączącą atomy, którą widzą we wzorach, niż zrozumieć oddziaływanie elektronów walencyjnych po dostatecznym zbliżeniu się atomów. Warto też posiłkować się uproszczonymi schematami powstawania wiązań chemicznych, odwołującymi się do różnych skojarzeń. To od nauczyciela zależy, czy sposób, w jaki uczniowie postrzegają wiązania chemiczne, będzie zgodny z prawdą naukową. 3,5 O 3,0 Cl 3,0 N 2,8 Br 2,5 S 2,1 H 2,5 C 1,8 Si 2,1 P 2,0 As 2,4 Se Od czego zacząć? 1,0 Li 0,9 Na 0,9 K 1,8 Ge 2017, s Warto skorzystać z tego, że pojęcie elektroujemności pojawiło się już w klasie siódmej szkoły podstawowej. Pozwala to na w miarę konkretne omówienie klasyfikacji wiązań chemicznych. Najlepiej od razu, na pierwszej lekcji poświęconej sposobom łączenia się atomów, wprowadzić pojęcia elektroujemności i różnicy elektroujemności (ΔE) jako nowego parametru, obliczanego na podstawie wartości elektroujemności, które uczeń może znaleźć w układzie okresowym pierwiastków chemicznych lub w odpowiednich tabelach. 2

3 O wiązaniach chemicznych w szkole podstawowej Jaką metodę zastosować? Dobrą metodą przedstawienia klucza do rozpoznania rodzaju wiązania chemicznego między atomami jest narysowanie osi, na której zaznaczymy przedziały formalne dla poszczególnych wiązań. Niezbędne punkty na osi to: 0 i 1,7. Następnie oś możemy opisać, podając rodzaj wiązania chemicznego, jego charakterystykę oraz przykłady cząsteczek lub kryształów, w których dane wiązanie występuje: a) wiązanie kowalencyjne pojawia się między atomami niemetali: wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe) tworzy się między dwoma jednakowymi atomami, czyli przede wszystkim w cząsteczkach homoatomowych typu X 2 : H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Dla każdego z tych przykładów ΔE = 0, wiązanie kowalencyjne spolaryzowane tworzy się w związkach binarnych w cząsteczkach heteroatomowych, np.: HCl, H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2. Dla tych przykładów 0 < ΔE < 1,7; b) wiązanie jonowe pojawia się między atomami metalu i niemetalu, np.: Na 2 O, KCl, MgO, LiBr. Wówczas ΔE > ~ 1,7. uwspólnianie elektronów przesunięcie wspólnej pary elektronowej przyciąganie się kationów i anionów 0 wiązanie kowalencyjne 1,7 wiązanie jonowe 3,3 Jeżeli różnica elektroujemności jest mniejsza od 1,7, to powstaje wiązanie kowalencyjne, jeżeli jest równa lub większa od 1,7 wiązanie jonowe. 2017, s Podkreślić czy pominąć wyjątki? Niestety rzeczywistość chemiczna jest bardziej skomplikowana niż przedstawiony wykres. W przypadku każdego wiązania chemicznego spotykamy wyjątki i przykłady niepasujące do podanych kryteriów. Dlaczego tak się dzieje? Po pierwsze: granice na osi nie są ostre i jednoznaczne (szczególnie ta między wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym a wiązaniem jonowym), ale to od przykładów, na których omówimy poszczególne rodzaje wiązań, zależeć będzie użyteczność tej osi. Po drugie: niekiedy dolna granica przedziału wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego (ΔE = 0,4) jest klasyfikowana do wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego (atomowego). 3

4 Skojarz Uwspólniona część należy do każdego z dwóch atomów tworzących cząsteczkę. 2017, s Po trzecie: wiązania traktowane jako jonowe nigdy nie są w 100% jonowe, a jedynie mają przewagę charakteru jonowego nad kowalencyjnym. Podobnie wiązania kowalencyjne spolaryzowane zawsze zawierają pewien udział wiązania jonowego. Na rzeczywisty charakter wiązania ma wpływ wiele czynników, np. polaryzowalność chmur elektronowych, zdolności polaryzacyjne jonów, gęstość pola elektrycznego wokół zrębów atomowych. W przypadku fluorowodoru HF właśnie duża gęstość pola elektrycznego wokół zrębu atomowego H, czyli w tym przypadku protonu mającego wyjątkowo małe rozmiary, powoduje, że mimo wysokiej elektroujemności fluoru dochodzi do depolaryzacji wiązania, przez co uzyskuje ono charakter wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, a nie jonowego. Jednak szczegółowe tłumaczenie tego zjawiska, wymagające wprowadzenia wielu dodatkowych pojęć, nie wydaje się na tym etapie kształcenia celowe. Jak najbardziej wskazane jest natomiast dobieranie przykładów typowych i niebudzących kontrowersji. W klasie siódmej można jednak wspomnieć, że zagadnienie wiązań chemicznych zostanie dokładniej omówione w szkole ponadpodstawowej. Które przykłady nie potwierdzają reguł? Cząsteczki siarczku węgla(iv) CS 2 lub fosforowodoru PH 3 są zbudowane z różnych niemetali, a jednak różnica elektroujemności ΔE = 0, przez co wiązania chemiczne w nich występujące zalicza się do kowalencyjnych niespolaryzowanych. Wodorek sodu NaH, mimo ΔE = 1,2, wskazującej na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, jest związkiem jonowym (metal-niemetal). Innym przypadkiem jest fluorowodór HF, w którego cząsteczce ΔE = 1,9, a jednak klasyfikujemy go do związków kowalencyjnych, a nie jonowych. Chlorek glinu AlCl 3 oraz siarczek glinu Al 2 S 3 to również przykłady związków dość problematycznych, o specyficznej budowie. Są to sole i w klasie siódmej klasyfikuje się je do związków jonowych, choć ΔE jest w nich mniejsza od 1,7. Pamiętajmy zatem, że w naturze reguły bez żadnych wyjątków są niezmiernie rzadkie. 4

5 O wiązaniach chemicznych w szkole podstawowej Jak nie dać się zapędzić w kozi róg? Już od początku nauki chemii warto podkreślać, że warunkami utworzenia wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego są zerowa różnica elektroujemności (ΔE) i obecność jednakowych atomów w cząsteczce. Tylko wtedy bowiem wiążąca para elektronowa znajduje się dokładnie pośrodku między atomami, co odpowiada wiązaniu kowalencyjnemu niespolaryzowanemu. Gdy tylko któryś z tych warunków przestaje być spełniany, para wiążąca przesuwa się bliżej jednego z dwóch atomów i wiązanie można zaliczyć do spolaryzowanych. Zatem przedział elektroujemności odpowiadający wiązaniu spolaryzowanemu nie wynosi <0,4 ~1,7 (lewa granica przedziału z włączeniem wartości 0,4), a 0 ~1,7 (lewa granica przedziału bez wartości zerowej). Niezerowa różnica elektroujemności powoduje przesunięcie wiążącej pary elektronowej w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Jeśli łączące się atomy są atomami różnych pierwiastków, to znaczy, że mają różne promienie kowalencyjne, nawet jeśli ich elektroujemności w skali Paulinga są jednakowe. W rezultacie wiążąca para elektronowa nie znajdzie się dokładnie pośrodku długości wiązania, co oznacza, że wiązanie będzie spolaryzowane. Sytuacja przypomina tu rachunek prawdopodobieństwa można powiedzieć, że wydarzenie jest niemożliwe tylko wtedy, gdy jego prawdopodobieństwo jest równe dokładnie zeru. Gdy jest niezerowe, to choćby znikome, nie można stwierdzić, że to wydarzenie jest niemożliwe. Skojarz wiązanie kowalencyjne wspólna para elektronowa wiązanie jonowe jony powstałe w wyniku trwałego przeniesienia elektronów z atomu metalu na atom niemetalu 2017, s Co mieć na względzie? Warto także pamiętać, że skala Paulinga nie jest jedyną skalą elektroujemności. Na przykład w skali Allreda-Rochowa wodór i fosfor nie mają jednakowej wartości elektroujemności! Zatem z punktu widzenia skali Allreda-Rochowa wiązanie kowalencyjne w cząsteczce fosforowodoru PH 3 nie może być niespolaryzowane, ponieważ ΔE = 0,1. 5

6 Jak wygląda typowe zadanie? Treść typowego zadania dotyczącego sposobu łączenia się atomów może być następująca: Ustal rodzaj wiązania chemicznego w substancjach o wzorach: a) Cl 2, b) HBr, c) K 2 O. Rozwiązanie: a) Cl 2 jest cząsteczką homoatomową zbudowaną z dwóch atomów niemetalu. ΔE = 0, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (atomowe). b) HBr jest cząsteczką heteroatomową złożoną z dwóch atomów niemetali. E H = 2,1, E Br = 2,8, ΔE = 2,8 2,1 = 0,7, zatem występuje w niej wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. c) K 2 O składa się z metalu i niemetalu. E K = 0,9, E O = 3,5, ΔE = 3,5 0,9 = 2,6, zatem w K 2 O występuje wiązanie jonowe. Skojarz Wiązanie pojedyncze tworzą 2 elektrony. Skojarz Kiedy omówić krotność wiązań? W pierwszej kolejności należy pomóc uczniom w rozpoznaniu rodzaju wiązania między atomami, zaś w drugiej ustalić z nimi krotność wiązania oraz obecność wolnych par elektronowych, czyli zapisać wzór elektronowy. Po wprowadzeniu reguł dubletu oraz oktetu elektronowego (jako reguł najbliższego helowca z trwałą konfiguracją elektronową; reguły te obowiązują pierwiastki chemiczne do fosforu) trzeba umiejętnie dobrać przykłady substancji. Związki binarne pozwolą uniknąć kłopotliwych pytań (uczniowie nie znają jeszcze kwasów, które dopiero będą omawiane później). Wiązanie potrójne tworzy 6 elektronów. 2017, s. 113 i 114. Jak dobrać przykłady cząsteczek z wiązaniami wielokrotnymi? Przykłady cząsteczek z wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym o różnej krotności to: cząsteczka wodoru (w której atomy uzyskują dublet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze) i cząsteczka fluorowca (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie pojedyncze; dodatkowo jest to okazja do wprowadzenia pojęcia wolnych par elektronowych), 6

7 O wiązaniach chemicznych w szkole podstawowej cząsteczka siarki (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie podwójne; tu również pojawi się pojęcie wolnych par elektronowych), cząsteczka azotu (w której atomy uzyskują oktet elektronowy i tworzą wiązanie potrójne, także i tu pojawi się kwestia wolnych par elektronowych). Po omówieniu podstaw można przejść do podania przykładów cząsteczek z kilkoma wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi o różnej krotności: z jednym wiązaniem pojedynczym np. HCl lub HBr, z dwoma wiązaniami pojedynczymi np. H 2 O lub SCl 2, z trzema wiązaniami pojedynczymi np. NH 3 lub NF 3, z wiązaniami podwójnymi CO 2 (wyjaśnienie tego przypadku można połączyć ze wskazaniem przesunięcia wspólnej pary elektronowej jako elementu charakterystycznego wiązań spolaryzowanych; następstwem tego przesunięcia jest pojawienie się w cząsteczce biegunów dodatniego i ujemnego, a zatem powstanie dipola). Wzór sumaryczny związku chemicznego H 2 O Nazwa pierwiastka chemicznego i model z liczbą wiązań wodór tlen Wartościowość I II NH 3 azot III CO 2 węgiel IV 2017, s Czego nie robić? Zdecydowanie należy unikać zapisywania wzorów kreskowych związków chemicznych uznanych za jonowe, takich jak np. Na 2 O, CaO, gdyż związki jonowe nie występują w postaci cząsteczek. Oczywiście dotyczy to również soli. W postaci wzorów kreskowych można przedstawiać cząsteczki związków kowalencyjnych, pamiętając jednak o tym, by unikać cząsteczek z wiązaniami powstającymi w mechanizmie donorowo-akceptorowym (wiązania koordynacyjne obecne m.in. w SO 2, SO 3, NO, NO 2, CO), gdyż nie uwzględniono ich w podstawie programowej dla szkoły podstawowej. 7