Jak dobrze znasz budowę atomu? Czy potrafisz odczytywać odpowiednie informacje z układu okresowego? Czy potrafisz określać typ wiązań chemicznych w analizowanych związkach? Pracując z tym materiałem, przypomnij sobie zagadnienia dotyczące wewnętrznej budowy substancji, a następnie sprawdź swoją wiedzę, rozwiązując test.

Spróbuj swoimi słowami odpowiedzieć na postawione poniżej pytania. Dane zagadnienie możesz wytłumaczyć swojemu koledze lub koleżance. Następnie rozwiń każdy z kafelków i zweryfikuj poprawność swojej odpowiedzi.

Jak zbudowany jest atom?

W centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro atomowe, wokół którego poruszają się ujemnie naładowane cząstki – elektrony. Te poruszające się wokół jądra atomowego tworzą tak zwaną chmurę elektronową.

Jądro atomowe jest zbudowane z protonów (cząstek o ładunku dodatnim) i neutronów (cząstek elektrycznie obojętnych).

Atom jest elektrycznie obojętny. Dlatego liczba elektronów w atomie danego pierwiastka chemicznego jest równa liczbie protonów.

Atomy, które należą do tego samego pierwiastka chemicznego, mają jednakową liczbę elektronów i protonów.

R7h3SmWp8Fotl

Ilustracja przedstawia schemat budowy atomu helu. Po lewej stronie znajduje się małe niebieskie koło, symbolizujące jądro atomu otoczone dużym fioletowym kołem z rozmytymi krawędziami, opisanym jako „chmura elektronowa". Po prawej stronie rysunku znajduje się zbliżenie na jądro. Niebieskie koło zawiera wewnątrz siebie dwa mniejsze koła czerwone podpisane jako „protony" oraz dwa mniejsze koła białe podpisane jako „neutrony".

Jak opisujemy atomy?

Do opisu atomów wykorzystujemy liczbę atomową, zwaną również liczbą porządkową ($\text{Z}$), i liczbę masową ($\text{A}$).

Atom opisujemy symbolicznie, stosując zaprezentowaną poniżej notację.

R4wdGYDY6d6VD

Z lewej strony ilustracji znajduje się duża, czarna litera $\text{E}$, po jej lewej stronie w indeksie górnym znajduje się mniejsza czerwona litera $\text{A}$, a w indeksie dolnym również mniejsza niebieska litera $\text{Z}$. Po prawej stronie znajduje się wyjaśnienie wszystkich oznaczeń. $\text{E}$ — symbol pierwiastka, którego atom jest opisywany. $\text{A}$ — liczba masowa równa się liczba nukleonów równa się liczba protonów plus liczba neutronów. $\text{Z}$ — liczba atomowa równa się liczba protonów w jądrze atomu równa się liczba elektronów poruszających się w przestrzeni wokół jądra atomu.

Jak są rozmieszczone elektrony w atomie?

Każdy z elektronów porusza się w odpowiednim obszarze wokół jądra atomowego. Odległość elektronów od jądra atomowego wiąże się z ich energią. Na ogół, im dalej od jądra atomowego znajduje się elektron, tym ma większą energię.

W obrębie chmury elektronowej możemy wskazać zbiory elektronów o zbliżonych energiach. Jednym z ich rodzajów są powłoki elektronowe. Numerujemy je cyframi od $1$ do $7$ oraz oznaczamy symbolami literowymi (kolejno: $\text{K}$, $\text{L}$, $\text{M}$, $\text{N}$, $\text{O}$, $\text{P}$ oraz $\text{Q}$).

Umowne rozmieszczenie elektronów w atomie, w obrębie powłok (a także podpowłok elektronowych i orbitali atomowych) to tak zwana konfiguracja elektronowa.

W celu zapisania konfiguracji elektronowej atomu danego pierwiastka chemicznego, musimy ustalić liczbę zawartych w nim elektronów. Następnie elektrony te musimy rozmieścić w obrębie powłok elektronowych (opcjonalnie – podpowłok elektronowych i orbitali atomowych), zgodnie ze wzrastającą energią.

Przykłady:

Konfiguracja elektronowa atomu fosforu – zapis pełny powłokowy:

Konfiguracja elektronowa atomu wapnia – zapis pełny powłokowy:

Dla zainteresowanych

Elektrony w obrębie powłok elektronowych możemy podzielić ze względu na energię na jeszcze mniejsze zbiory – na tak zwane podpowłoki elektronowe. Liczba podpowłok elektronowych, jakie możemy wyznaczyć w obrębie danej powłoki elektronowej, równa jest numerowi tej powłoki.

RKXYeAkgWrwIv

Grafika przedstawia tabelę, składającą się z czterech kolumn. Zaczynając od lewej strony tytuły kolumn to: „Numer powłoki elektronowej", „Symbol podpowłoki elektronowej", „Maksymalna liczba elektronów w obrębie podpowłoki elektronowej" i „Maksymalna liczba elektronów w obrębie powłoki elektronowej". W pierwszym wierszu opisana została pierwsza powłoka elektronowa — symbol podpowłoki elektronowej: jeden $\text{s}$, maksymalna liczba elektronów w obrębie podpowłoki elektronowej: dwa, maksymalna liczba elektronów w obrębie powłoki elektronowej: dwa. Druga powłoka elektronowa składa się z dwóch podpowłok oznaczanych jako dwa $\text{s}$ i dwa $\text{p}$. W obrębie powłoki dwa $\text{s}$ maksymalnie znajdować się mogą dwa elektrony, a w obrębie dwa $\text{p}$ maksymalnie sześć elektronów. W obrębie powłoki znajdować się może maksymalnie osiem elektronów. Trzecia powłoka elektronowa składa się z trzech podpowłok oznaczonych jako trzy $\text{s}$, trzy $\text{p}$ i trzy $\text{d}$. W obrębie podpowłoki trzy $\text{s}$ maksymalnie mogą znajdować się dwa elektrony, w obrębie trzy $\text{p}$ maksymalnie sześć, a w obrębie trzy $\text{s}$ maksymalnie dziesięć elektronów. W obrębie całej powłoki maksymalnie może się znajdować osiemnaście elektronów. Czwarta powłoka elektronowa zbudowana jest z czterech podpowłok oznaczonych jako cztery $\text{s}$, cztery $\text{p}$, cztery $\text{d}$ i cztery $\text{f}$. W obrębie podpowłoki cztery $\text{s}$ maksymalnie mogą znajdować się dwa elektrony, w obrębie podpowłoki cztery $\text{p}$ maksymalnie sześć, w obrębie podpowłoki cztery $\text{d}$ maksymalnie dziesięć, a w obrębie podpowłoki cztery $\text{f}$ maksymalnie czternaście elektronów. Łącznie w obrębie powłoki mogą znaleźć się maksymalnie trzydzieści dwa elektrony.

W obrębie podpowłok elektronowych można wyznaczyć jeszcze mniejsze zbiory elektronów (o dużo bardziej zbliżonych energiach niż w obrębie podpowłok), które nazywamy orbitalami. W obrębie jednego orbitalu mogą poruszać się maks. dwa elektrony.

R3mmE1HfD2vtp

Grafika przedstawia tabelę podzieloną na cztery kolumny. Tytuły poszczególnych kolumn, zaczynając od lewej strony to: „Numer powłoki elektronowej", „Symbol podpowłoki elektronowej", „Symbole orbitali atomowych w obrębie podpowłoki elektronowej" oraz „Liczba orbitali atomowych w obrębie podpowłoki elektronowej". Pierwsza powłoka elektronowa zbudowana jest z podpowłoki o symbolu jeden $\text{s}$. Podpowłoka jeden $\text{s}$ zbudowana jest z jednego orbitalu typu $\text{s}$. Łącznie w obrębie powłoki elektronowej znajduje się jeden orbital atomowy. Druga powłoka elektronowa zbudowana jest z podpowłok o symbolach dwa $\text{s}$ i dwa $\text{p}$. Podpowłoka dwa $\text{s}$ zbudowana jest z jednego orbitalu atomowego typu $\text{s}$, a podpowłoka dwa $\text{p}$ z trzech orbitali typu $\text{p}$. Łącznie w obrębie drugiej powłoki znajdują się cztery orbitale atomowe. Trzecia powłoka elektronowa składa się z trzech podpowłok o symbolach trzy $\text{s}$, trzy $\text{p}$ i trzy $\text{d}$. Podpowłoka trzy $\text{s}$ zbudowana jest z jednego orbitalu atomowego typu $\text{s}$, podpowłoka trzy $\text{p}$ składa się z trzech orbitali atomowych typu $\text{p}$, a podpowłoka trzy $\text{d}$ składa się z pięciu orbitali atomowych typu $\text{d}$. Łącznie w obrębie powłoki występuje dziewięć orbitali atomowych. Czwarta powłoka elektronowa składa się z czterech podpowłok o symbolach cztery $\text{s}$, cztery $\text{p}$, cztery $\text{d}$ i cztery $\text{f}$. Podpowłoka cztery $\text{s}$ składa się z jednego orbitalu atomowego typu $\text{s}$, podpowłoka cztery $\text{p}$ z trzech orbitali atomowych typu $\text{p}$, podpowłoka cztery $\text{d}$ składa się z pięciu orbitali atomowych typu $\text{d}$, a podpowłoka cztery $\text{f}$ składa się siedmiu orbitali atomowych typu $\text{f}$. Łącznie w obrębie powłoki występuje szesnaście orbitali atomowych.

Co to są elektrony walencyjne? Czy są zawsze elektronami ostatniej powłoki elektronowej?

Elektrony walencyjne to te z elektronów w atomie danego pierwiastka chemicznego, które poruszają się najdalej od jądra atomowego (mają najwyższe wartości energii).

Elektrony walencyjne atomów poszczególnych pierwiastków chemicznych biorą udział w tworzeniu się wiązań i decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka.

W poniższej tabeli zamieszczono konfiguracje elektronowe atomów wybranych pierwiastków chemicznych, na których (kolorem czerwonym) wyszczególniono elektrony walencyjne każdego z atomów.

Indeks górny Konfiguracja elektronowa atomów wybranych pierwiastków chemicznych, ze wskazaniem elektronów walencyjnych
*Gwiazdką wyznaczono formę zapis konfiguracji elektronowej dla osób zainteresowanych. Indeks górny koniec^{Konfiguracja elektronowa atomów wybranych pierwiastków chemicznych, ze wskazaniem elektronów walencyjnych
*Gwiazdką wyznaczono formę zapis konfiguracji elektronowej dla osób zainteresowanych.}

Zwróć uwagę, że w atomach zamieszczonych w powyższej tabeli pierwiastków chemicznych, elektrony walencyjne zajmują ostatnią (najbardziej oddaloną od jądra atomowego) powłokę elektronową.

Opisana sytuacja ma miejsce w atomach pierwiastków chemicznych, które należą do grup pierwszej, drugiej i od $13.$ do $18.$ układu okresowego. W atomach tych pierwiastków elektrony walencyjne poruszają się w obrębie jednej powłoki elektronowej – położonej najdalej od jądra atomowego.

W przypadku atomów pierwiastków należących do grup od trzeciej do $12.$ układu okresowego, elektrony walencyjne należą do dwóch różnych powłok elektronowych. Nadal są to jednak elektrony, które poruszają się najdalej od jądra atomowego.

Co to są izotopy?

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka chemicznego, które mają jednakowy ładunek jądra atomowego (identyczną liczbę protonów) oraz taką samą liczbę poruszających się wokół jądra elektronów, a różnią się liczbą neutronów w jądrze atomowym.

Uogólniając, możemy powiedzieć, że izotopy mają taką samą wartość liczby atomowej, ale różnią się wartościami liczb masowych.

Na poniższej grafice przedstawiono uproszczone modele budowy atomów wybranych izotopów wodoru.

R1YQkpesiURor

Grafika przedstawia uproszczone modele trzech izotopów wodoru. Po prawej stronie znajduje się legenda, zgodnie z którą czerwona kulka z symbolem plus to proton, a szara kulka to neutron. Pierwszy od lewej izotop zbudowany jest z jednej czerwonej kulki ze znakiem plus (protonu), dookoła którego znajduje się niebieskie koło o rozmytych brzegach symbolizujące chmurę elektronową. Poniżej znajduje się opis: wodór–jeden, PROT, ${}^1\text{H}$. Drugi w kolejności przedstawiony został atom zbudowany z jednej czerwonej kulki ze znakiem plus (protonu) i jednej szarej kulki (neutronu), dookoła których znajduje się niebieskie koło o rozmytych brzegach, symbolizujące chmurę elektronową. Poniżej znajduje się opis: wodór–dwa, deuter, ${}^2\text{H}$. Jako trzeci przedstawiony został atom składający się z jednej czerwonej kulki z symbolem plus (protonu) oraz dwóch szarych kulek (neutronów), dookoła których znajduje się niebieskie koło o rozmytych brzegach, symbolizujące chmurę elektronową. Pod schematem atomu znajduje się opis: wodór–trzy, TRYT, ${}^3\text{H}$.

W jakich dziedzinach życia wykorzystujemy izotopy nietrwałe?

Wybrane przykłady zastosowań nietrwałych izotopów omówiono na poniższej grafice interaktywnej. Zapoznaj się z nimi, klikając w odpowiednie cyfry.

W jakich jednostkach wyrażamy masę indywiduów chemicznych?

Atomowa jednostka masy, nazywana inaczej jednostką masy atomowej lub potocznie unitem, jest jednostką masy, używaną do wyrażania mas indywiduów chemicznych (między innymi atomów, jonów, cząsteczek oraz cząstek, które je budują). Jednostka masy atomowej oznaczana jest w skrócie literą “u” (z ang. unit to „jednostka”).

Przy obliczaniu średnich mas atomowych pierwiastków, bierze się pod uwagę skład izotopowy, a konkretnie masy i zawartości procentowe (tak zwane abundancje) poszczególnych izotopów, wchodzących w skład naturalnie istniejącego pierwiastka chemicznego.

Do obliczenia średniej masy atomowej pierwiastka, można wykorzystać wzór:

gdzie:

$m_1$, $m_2$, …, $m_{\text{n}}$ – masy poszczególnych izotopów pierwiastka [u];
${\text{X}}_1$, ${\text{X}}_2$, …, ${\text{X}}_{\text{n}}$ – zawartości procentowe poszczególnych izotopów pierwiastka $\left[\%\right]$.

Średnie masy atomowe pierwiastków są często zamieszczane w układzie okresowym pierwiastków.

Co to jest układ okresowy pierwiastków?

Układ okresowy pierwiastków to zestawienie w tabeli wszystkich pierwiastków chemicznych, uporządkowanych wg rosnącej liczby atomowej. Pionowe kolumny w układzie okresowym określa się mianem grup, a poziome wiersze – okresów. Grupy i okresy są ponumerowane.

Pierwiastki chemiczne, położone głównie w lewej i centralnej części układu okresowego (oprócz wodoru), są metalami, z kolei po prawej stronie znajdują się niemetale.

Pierwiastki chemiczne, które należą do jednej grupy, mają podobne właściwości. Przykładowo – mogą tworzyć podobne typy związków chemicznych z innymi pierwiastkami, a także wykazywać podobne zachowanie wobec tych samych substancji chemicznych (np. wobec wody). Wyjątkiem jest wodór. Chociaż jest położony w grupie metali, to w rzeczywistości jest niemetalem i posiada odmienne właściwości od pozostałych pierwiastków chemicznych z pierwszej grupy układu okresowego.

W okresach układu okresowego następuje na ogół zmiana aktywności pierwiastków chemicznych od aktywnych metali (pierwsza i druga grupa) poprzez mniej aktywne metale i aktywne niemetale do biernych chemicznie helowców (gazów szlachetnych). Opisana zależność jest dobrze widoczna podczas analizy właściwości pierwiastków grup pierwszej i drugiej oraz od $13.$ do $18.$ układu okresowego.

Jaka jest zależność pomiędzy budową atomu a położeniem pierwiastka chemicznego w układzie okresowym?

Budowę atomu można powiązać z jego położeniem w układzie okresowym. Numer okresu informuje bowiem o tym, z ilu powłok elektronowych składa się atom analizowanego pierwiastka, a numery grup pomagają określić liczbę elektronów walencyjnych w atomach poszczególnych pierwiastków chemicznych.

RIjhijES0W0iX

Grafika przedstawia tabelę, w której pokazane są reguły pozwalające na określenie liczby elektronów walencyjnych i powłok elektronowych w atomach, w oparciu o położenie pierwiastków w układzie okresowym. Liczba elektronów walencyjnych w atomie pierwiastka z grup układu okresowego od pierwszej do dwunastej jest równa numerowi grupy. Liczba elektronów w atomie pierwiastka z grup od trzynastej do osiemnastej (z wyjątkiem helu, który posiada dwa elektrony walencyjne) określa się odejmując dziesięć od numeru grupy (liczba elektronów walencyjnych równa się numer grupy minus dziesięć). Liczba powłok elektronowych w atomie równa jest numerowi okresu w układzie okresowym, w którym leży dany pierwiastek.

Co to jest wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane)?

Wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane, nazywane czasem wiązaniem atomowym) polega na uwspólnianiu elektronów walencyjnych przez łączące się atomy. Utworzone pary elektronowe, w przypadku wiązania kowalencyjnego (niespolaryzowanego), należą w jednakowym stopniu do obu połączonych atomów. Innymi słowy, uwspólnione elektrony są z taką samą siłą przyciągane przez obydwa atomy, które tworzą wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane).

Wiązania kowalencyjne (niespolaryzowane) występują między atomami pierwiastków chemicznych o zbliżonych wartościach elektroujemności (różnica elektroujemności powinna zawierać się w przedziale od $\mathrm{0,0}$ do $\mathrm{0,4}$). Najczęściej występują więc między atomami tego samego pierwiastka chemicznego (w tak zwanych cząsteczkach homoatomowych).

Atomy mogą łączyć się ze sobą za pomocą wiązań pojedynczych (jedna wiążąca para elektronowa), podwójnych (dwie wiążące pary elektronowe) oraz potrójnych (trzy wiążące pary elektronowe).

Aby „pokazać” wiązania chemiczne w analizowanych drobinach (np. cząsteczkach), rysuje się ich wzory elektronowe. Należy uwzględnić wszystkie elektrony walencyjne każdego z atomów występujących w rozpatrywanej drobinie. W poniższej tabeli zamieszczono wzory elektronowe wybranych cząsteczek, w których występuje wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane).

R185EFvOPJef9

Ilustracja zawiera tabelę przedstawiającą trzy przykładowe cząsteczki o budowie bazującej na wiązaniach kowalencyjnych. W pierwszym wierszu tabeli znajdują się opisy kolumn. Od lewej są to: nazwa substancji, wzór elektronowy kropkowy, wzór elektronowy kreskowy, wzór sumaryczny, oraz krotność występującej w substancji wiązań. Pierwszą prezentowaną substancją jest cząsteczka wodoru. Na wzór kropkowy składają się dwa symbole $\text{H}$ z dwoma, ułożonymi jedna nad drugą, kropkami pomiędzy nimi. Na wzór kreskowy składają się dwa symbole $\text{H}$ z poziomą kreską pomiędzy nimi. Wzór sumaryczny cząsteczki to ${\text{H}}_2$, a wiązanie w niej występujące jest pojedyncze. Drugą substancją jest cząsteczka chloru. Na wzór kropkowy składają się dwa symbole $\text{Cl}$. Nad, pod i z zewnętrznej strony każdego z nich znajdują się po dwie kropki, dodatkowo pomiędzy nimi znajdują się dwie kropki. Na wzór kreskowy składają się dwa symbole $\text{Cl}$. Nad, pod i z zewnętrznej strony każdego z nich znajduje się po jednej kresce ułożonej równolegle do symbolu. Dodatkowo pomiędzy nimi znajduje się jedna pozioma kreska. Wzór sumaryczny cząsteczki to ${\text{Cl}}_2$, a wiązanie w niej występujące jest pojedyncze. Ostatnią substancją jest cząsteczka azotu. Na wzór kropkowy składają się dwa symbole $\text{N}$. Z zewnętrznej strony każdego z nich znajdują się po dwie kropki, dodatkowo pomiędzy nimi znajdują się dwa pionowe rzędy po trzy kropki. Na wzór kreskowy składają się dwa symbole $\text{N}$. Z zewnętrznej strony każdego z nich znajduje się po jednej kresce ułożonej równolegle do symbolu. Dodatkowo pomiędzy nimi znajdują się trzy poziome kreski. Wzór sumaryczny cząsteczki to ${\text{N}}_2$, a wiązanie w niej występujące jest potrójne.

Co to jest wiązanie kowalencyjne spolaryzowane?

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane jest tworzone pomiędzy atomami, należącymi do różnych niemetali, które w większym stopniu różnią się wartościami elektroujemności (różnica elektroujemności powinna zawierać się w przedziale od $\mathrm{0,4}$ do $\mathrm{1,7}$).

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane polega na uwspólnieniu elektronów walencyjnych przez atomy odpowiednich pierwiastków chemicznych, przy czym wiążąca para elektronowa (bądź pary elektronowe) przesunięta jest w kierunku atomu pierwiastka o większej elektroujemności. Pierwiastek chemiczny, który charakteryzuje się większą wartością elektroujemności, ma bowiem większą zdolność przyciągania elektronów.

W poniższej tabeli zamieszczono wzory elektronowe wybranych cząsteczek, w których występuje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

R1UhWO9hDFid1

Ilustracja przedstawia tabelę zestawiającą sposoby zapisu wzoru czterech związków chemicznych o wiązaniach spolaryzowanych. Licząc od lewej strony kolejno wyszczególniane w tabeli elementy to nazwa substancji, jej wzór elektronowy kropkowy, wzór elektronowy kreskowy oraz wzór sumaryczny. Pierwszy z prezentowanych związków to chlorowodór. Wzór kropkowy składa się symbolu $\text{H}$, z którego prawej strony znajdują się dwie, ułożone jedna nad drugą, kropki. Za nimi znajduje się symbol $\text{Cl}$. Pod, nad i z jego zewnętrznej strony znajdują się po dwie kropki. Wzór kreskowy składa się symbolu $\text{H}$, z którego prawej strony znajduje się pozioma kreska. Za nią znajduje się symbol $\text{Cl}$. Pod, nad i z jego zewnętrznej strony znajduje się po jednej kresce ułożonej równolegle do symbolu. Wzór sumaryczny związku to $\text{HCl}$. Drugi związek to woda. Wzór kropkowy składa się symbolu $\text{O}$, nad którym na ukos w lewo oraz w prawo znajdują się po dwie kropki. Od symbolu $\text{O}$ odchodzą również po dwie kropki na ukos w dół w lewo oraz na ukos w dół w prawo, prowadzące do dwóch symboli $\text{H}$. Wzór kreskowy składa się symbolu $\text{O}$, nad którym na ukos w lewo oraz w prawo znajduje się po jednej kresce. Od symbolu $\text{O}$ odchodzą również po dwie kreski na ukos w dół w lewo oraz na ukos w dół w prawo, prowadzące do dwóch symboli $\text{H}$. Wzór sumaryczny związku to ${\text{H}}_2\text{O}$. Trzeci związek to amoniak. Wzór kropkowy składa się symbolu $\text{N}$, nad którym znajdują się dwie kropki. Od symbolu $\text{N}$ odchodzą również po dwie kropki na ukos w dół w lewo, prosto w dół oraz na ukos w dół w prawo, prowadzące do trzech symboli $\text{H}$. Wzór kreskowy składa się symbolu $\text{N}$, nad którym znajduje się jedna pozioma kreska. Od symbolu $\text{N}$ odchodzą również trzy kreski na ukos w dół w lewo, prosto w dół oraz na ukos w dół w prawo, prowadzące do trzech symboli $\text{H}$. Wzór sumaryczny związku to ${\text{NH}}_3$. Czwarty związek to dwutlenek węgla. Wzór kropkowy składa się symbolu $\text{O}$, z którego lewej strony, na ukos w górę i na ukos w dół, znajdują się po dwie kropki. Z jego prawej strony znajdują się dwa rzędy po dwie kropki, a za nimi znajduje się symbol $\text{C}$. Za nim również znajdują się dwa rzędy po dwie kropki, a za nimi symbol $\text{O}$, z którego prawej strony, na ukos w górę i na ukos w dół, znajdują się po dwie kropki. Wzór kreskowy składa się symbolu $\text{O}$, z którego lewej strony, na ukos w górę i na ukos w dół, znajdują się dwie kreski. Z jego prawej strony znajdują się dwie poziome kreski, a za nimi znajduje się symbol $\text{C}$. Za nim również znajdują się dwie poziome kreski, a za nimi symbol $\text{O}$, z którego prawej strony, na ukos w górę i na ukos w dół, znajdują się dwie kreski. Wzór sumaryczny związku to ${\text{CO}}_2$.

Przesunięcie uwspólnionych elektronów w kierunku atomu pierwiastka o większej elektroujemności, często zaznacza się na wzorze elektronowym kreskowym za pomocą umieszczonej na środku odpowiedniego wiązania strzałki. Jej zwrot powinien być skierowany w kierunku symbolu pierwiastka o większej wartości elektroujemności.

Rq6z4tcc9Nkt8

Grafika przedstawia wzory strukturalne trzech cząsteczek: $\text{HBr}$, ${\text{NH}}_3$ i ${\text{CO}}_2$. Kolorem czerwonym zaznaczono bardziej elektroujemne pierwiastki wchodzące w skład cząsteczki, a zielonym mniej elektroujemne. Zielony symbol $\text{H}$ połączony jest wiązaniem pojedynczym z czerwonym symbolem $\text{Br}$, otoczonym przez trzy pary elektronowe (kreski). Po środku wiązania znajduje się grot strzałki skierowany w stronę atomu bromu. Nad atomem $\text{H}$ znajduje się wartość elektroujemności dwa i dwie dziesiąte, a nad atomem bromu trzy. Następnie trzy zielone symbole (atomy) $\text{H}$ połączone są wiązaniami pojedynczymi z czerwonym symbolem (atomem) $\text{N}$, nad którym znajduje się wolna para elektronowa (kreska). Po środku każdego wiązania znajduje się grot strzałki skierowany w stronę atomu azotu. Nad atomem $\text{N}$ znajduje się wartość elektroujemności trzy, a pod każdym atomem wodoru dwa i dwie dziesiąte. Trzecia cząsteczka zbudowana jest z zielonego symbolu (atomu) $\text{C}$ połączonego w płaszczyźnie, w lewą i prawą stronę, z symbolami (atomami) $\text{O}$, za pomocą wiązań podwójnych. Po środku każdego wiązania znajduje się grot strzałki skierowany w stronę atomu $\text{O}$. Z zewnętrznych stron symboli $\text{O}$ znajdują się po dwie kreski. Nad atomami $\text{O}$ znajduje się wartość elektroujemności trzy i cztery dziesiąte, a nad atomem $\text{C}$ dwa i sześć dziesiątych.

Co to jest wiązanie jonowe?

Wiązanie jonowe to elektrostatyczne przyciąganie się jonów o przeciwnych znakach – kationów i anionów. Tworzy się je najczęściej pomiędzy atomem metalu i niemetalu. Atom metalu, w czasie tworzenia wiązania, oddaje elektron bądź elektrony walencyjne i przekształca się w kation. Atom niemetalu, w czasie tworzenia wiązania, przyjmuje elektron bądź elektrony walencyjne od atomu metalu i przekształca się w anion.

R1YpnxEEuuHGK

Na grafice przedstawiono schemat powstawania chlorku sodu. Po lewej stronie znajduje się atom sodu ($\text{Na}$) zaznaczony na czerwono, po jego prawej stronie znajduje się czerwona kropka, oznaczająca elektron walencyjny. Po prawej stronie znajduje się znak plus, a zaraz po nim niebieski atom chloru ($\text{Cl}$) otoczony przez siedem niebieskich kropek (elektronów walencyjnych). Jeden elektron znajduje się po lewej stronie, a trzy pary elektronów po prawej stronie oraz od góry i od dołu. Od czerwonego elektronu przy atomie sodu poprowadzona jest zagięta, granatowa strzałka skierowana grotem do atomu chloru. Na środku grafiki znajduje się strzałka skierowana grotem w prawą stronę. Za strzałką znajduje się czerwony kation sodu ${\text{Na}}^{+}$ oraz niebieski anion chlorkowy ${\text{Cl}}^{-}$. Przy anionie chlorkowym znajduje się osiem kropek (elektronów), w tym siedem niebieskich i jeden czerwony. Ładunek minus również jest koloru czerwonego.

Związki chemiczne o budowie jonowej nie tworzą cząsteczek, ale kryształy, zbudowane z naprzemiennie ułożonych jonów – kationów i anionów.

RwMKi6an0AFU2

Ilustracja przedstawia atomowy model kryształku chlorku sodu, czyli soli kamiennej. Z lewej strony widoczny jest sześcian składający się z zielonych większych i szarych mniejszych kulek złożonych w regularny deseń. Po prawej stronie znajduje się legenda do tego modelu: mniejsze kulki szare opisane są jako jony ${\text{Na}}^{+}$, a większe zielone jako ${\text{Cl}}^{-}$.

Czym różnią się substancje o budowie jonowej od substancji o budowie kowalencyjnej?

W poniższej tabeli opisano wybrane różnice w budowie i właściwościach substancji o budowie jonowej i kowalencyjnej.

Indeks górny Porównanie budowy i wybranych właściwości fizycznych substancji o budowie jonowej i kowalencyjnej Indeks górny koniec^{Porównanie budowy i wybranych właściwości fizycznych substancji o budowie jonowej i kowalencyjnej}

Do czego służą indeks i współczynnik stechiometryczny

Liczbę atomów pierwiastka w cząsteczce lub w najmniejszym zbiorze powtarzających się jonów (w związku o budowie jonowej) przedstawia się za pomocą indeksu stechiometrycznego. Indeks stechiometryczny to liczba, którą umieszcza się na dole, z prawej strony symbolu pierwiastka we wzorze chemicznym substancji.

Liczbę indywiduów chemicznych (między innymi pojedynczych atomów, cząsteczek, jonów lub najmniejszych zbiorów powtarzających się jonów) opisuje się za pomocą współczynnika stechiometrycznego. Współczynnik stechiometryczny to liczba umieszczana przed symbolem lub wzorem chemicznym.

RFtw3RORKKRt2

Po prawej stronie grafiki znajduje się legenda: kolorem pomarańczowym zapisano "współczynniki stechiometryczne", a kolorem zielonym "indeksy stechiometryczne". Po lewej stronie wypisano zbiór różnych molekuł. Na samej górze znajduje się zapisane kolorem pomarańczowym „dziesięć", a po jego prawej stronie zapisane kolorem czarnym „$\text{Mg}$". Poniżej znajduje się zapisane kolorem pomarańczowym „trzy", a po prawej stronie czarne „$\text{H}$" oraz zielone „dwa" pisane w indeksie dolnym. Poniżej znajduje się pomarańczowe „cztery", a po jego prawej stronie czarne „$\text{SO}$" i zapisane na zielono w indeksie dolnym „dwa". Na samym dole znajduje się zapisane na pomarańczowo „dwa", po jego prawej stronie zapisane kolorem czarnym „$\text{N}$", z zapisanym na zielono w indeksie dolnym „dwa", a następnie zapisane na czarno „$\text{O}$" ze znajdującym się po prawej stronie w indeksie dolnym, zapisanym na zielono „pięć".

Co to jest wartościowość?

Wartościowość pierwiastka w związkach chemicznych o budowie kowalencyjnej jest równa liczbie wiązań, które tworzą w cząsteczkach jego atomu z innymi atomami. W związkach o budowie jonowej, wartościowość pierwiastka chemicznego jest liczbowo równa ładunkowi jego jonu w analizowanym związku, z pominięciem znaku ujemnego bądź dodatniego (w zależności od jonu).

Wykorzystując układ okresowy, możemy określić maks. wartościowość niektórych pierwiastków chemicznych w związkach z wodorem oraz z tlenem.