Jeśli już zapoznałeś się z ogólnymi zasadami rządzącymi naturą

Jeśli już zapoznałeś się z ogólnymi zasadami rządzącymi naturą (obniżyć energię układu do
możliwego minimum) i podstawowymi informacjami na temat budowy atomu (ze szczególnym
uwzględnieniem rozmieszczenia elektronów na orbitalach*) to pora przejść do następnego podstawowego tematu, jakim są wiązania chemiczne.
W trakcie zbliżania do siebie dwóch atomów dochodzimy do momentu, gdy odległość tych
atomów od siebie jest na tyle mała, że siły atomowe jednego atomu zaczynają znacząco oddziaływać na drugi atom i vice versa. To wzajemne oddziaływanie dotyczy w pierwszej kolejności, co
dość oczywiste, elektronów na ostatniej powłoce atomu (tzw. elektronów walencyjnych). Przy
odpowiednim zbliżeniu atomów może dojść do sytuacji, że ta część przestrzeni, którą uznawaliśmy
za orbital atomu A, pokryje się (będzie tożsama w całości lub częściowo) z przestrzenią uznawaną
za orbital atomu B. Jeśli na orbitalu atomu A był jeden elektron walencyjny i orbital atomu B też
zawierał jeden elektron, to w wyniku takiego zbliżenia atomów i wynikłych z tego oddziaływań sił
atomowych A na B i odwrotnie, powstanie nowy orbital, zwany orbitalem wiążącym, zawierający
dwa elektrony (po jednym z każdego atomu) i nazywany przez nas wiązaniem chemicznym.
Określenie „powstanie nowy orbital” należy rozumieć w ten sposób, że siły, które wyznaczały
orbital atomu A i siły, które wyznaczały orbital atomu B, działając teraz na tę samą część
przestrzeni, „sumują się”, wytwarzając nową sytuację energetyczną (nowy, inny od poprzednich,
orbital) dla tych dwóch elektronów walencyjnych, tworzących wiązanie chemiczne. Ponieważ suma
energii tych dwóch elektronów tworzących wiązanie jest mniejsza od sumy energii tych elektronów
przed stworzeniem wiązania, proces tworzenia wiązań chemicznych jest procesem pożądanym
przez naturę, prowadzi bowiem do obniżenia energii układu. W sposób bardzo uproszczony istotę
wiązania chemicznego możemy tłumaczyć faktem przyciągania każdego elektronu wiązania
jednocześnie przez obydwa jadra atomowe, a efekt wiązania dodatkowo wspomaga fakt
odmiennych spinów tych elektronów (zgodnie z zakazem Pauliego).
Jeżeli oba atomy tworzące wiązanie działają na parę elektronową tego wiązania z identyczną
siłą, elektrony te, poruszając się w obrębie orbitala wiążącego, najczęściej przebywają w punkcie
przestrzeni będącym geometrycznym środkiem orbitala. W ujęciu makroskopowym skutkuje to
idealnie symetrycznym rozłożeniem ujemnego ładunku elektronów wiązania pomiędzy wiązanymi
atomami. W praktyce taka sytuacja zdarza się niezmiernie rzadko – właściwie tylko w przypadku
wiązania atomów tego samego pierwiastka np. N 2; O2; Cl2 itp. W takim przypadku mówimy o wiązaniu atomowym, kowalencyjnym niespolaryzowanym.
Znacznie częściej mamy do czynienia z wiązaniami, w których jeden atom ma większe
powinowactwo do elektronów od drugiego. Wówczas elektrony wiązania częściej przebywają w
pobliżu tego atomu o większym powinowactwie elektronowym, a w ujęciu makroskopowym
oznacza to przesunięcie ładunku ujemnego elektronów wiązania w kierunku atomu o większym
powinowactwie elektronowym. Mówimy wówczas o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym.
Polaryzacja (polar – biegun) polega na tym, że w obrębie dwóch atomów tworzących takie
wiązanie, jeden atom jest obdarzony częściowym ładunkiem ujemnym (ten, o większym
powinowactwie do elektronów), a drugi identycznym co do wielkości ładunkiem dodatnim.
Tu mały wtręt o elektroujemności pierwiastków. To, że atomy jednych pierwiastków przyciągają elektrony wiązań nieco silniej niż inne, zauważono dość dawno. Amerykański chemik Linus
Pauling zaproponował umowną skalę służącą do ilościowego określenia siły takiego powinowactwa
elektronowego (skala Paulinga elektroujemności – analogicznie jak skala siły wiatru Beauforta).
Najwyższą wartość elektroujemności tej skali (4), przydzielono najbardziej elektroujemnemu
pierwiastkowi – fluorowi F, najniższą jest 0. Bezwzględne wartości tej skali nie mają dużego
znaczenia (tym bardziej że nie mają sensu fizycznego, są tylko wartościami umownymi), natomiast
różnice między elektroujemnościami poszczególnych pierwiastków, których atomy tworzą wiązania
chemiczne – już tak. Im większa różnica elektroujemności, tym silniej spolaryzowane jest wiązanie,
tym łatwiej (w największym skrócie rzecz ujmując) ulega reakcjom chemicznym. Znając strukturę
cząsteczki, w połączeniu ze znajomością elektroujemności atomów ją tworzących, możemy przewidzieć rozkład ładunku elektronów w obrębie cząsteczki i przewidzieć jej zachowanie w konkretnych warunkach reakcji chemicznej. Więcej na ten temat znajdziesz:
http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/ogolna/ogolna_atome.html#top
Jeżeli różnica elektroujemności dwóch pierwiastków, których atomy połączone są wiązaniem,
jest odpowiednio duża, (przyjmujemy, że jest to wartość >1,5), przesunięcie elektronów wiązania
może doprowadzić do stanu, kiedy oba elektrony wiązania znajdą się w obszarze wyłącznego
wpływu atomu bardziej elektroujemnego pierwiastka. Dzięki temu ów atom uzyska elementarny
ładunek ujemny i stanie się anionem. Atom, który utracił elektron, staje się kationem o elementarnym ładunku dodatnim. Te dwa atomy są związane wówczas nie wiązaniem kowalencyjnym
a wiązaniem jonowym. Główną siłą łączącą jony są siły elektrostatyczne, wspólny orbital wiążący
znika. Tego typu wiązania występują w elektrolitach.
W niektórych typach związków chemicznych (głównie w związkach kompleksowych) spotykamy wiązania koordynacyjne (zwane też, ze względu na ich charakter, donorowo-akceptorowymi). Są to wiązania typu kowalencyjnego, to znaczy mamy tam wspólny orbital wiążący, na
którym mamy dwa elektrony tworzące wiązanie. Główna różnica między wiązaniem koordynacyjnym a kowalencyjnym jest taka, że w tym pierwszym oba elektrony wiązania pochodzą od
jednego atomu (donora), a drugi atom jest akceptorem. Szczegółowo omawiać ich na razie nie
będziemy, warto tylko zapamiętać, że aby takie wiązanie miało szansę powstać, musi być atom
z parą elektronów na orbitalu walencyjnym i drugi atom z nieobsadzonym orbitalem walencyjnym
(tzn. jest orbital, jako miejsce o szczególnych właściwościach, ale nie ma tam chwilowo elektronów). Dla przykładu spójrzmy na konfigurację elektronową * takich atomów, mogących stworzyć
wiązanie koordynacyjne:
Tlen O
1s2 2s2px2py2pz0
↑
Siarka S
1s2 2s2px2py2pz2 3s2px1py1pz2d0
Orbital 3pz siarki, z dwoma elektronami nakłada się na pusty orbital p z tlenu. Takie wiązanie
koordynacyjne zapisujemy za pomocą strzałki od donora do akceptora: S→O
*
Więcej szczegółowych danych na temat konfiguracji elektronowej atomu znajdziesz tu:
http://www.mlyniec.gda.pl/~chemia/pierwiastki/nieorganiczna/ogolne.html#top