Wiązania chemiczne powstają między atomami wówczas, gdy dwa

Wiązania chemiczne powstają między atomami wówczas, gdy dwa atomy zbliżą się do siebie na tak
bliska odległość, że orbital jednego z nich znajdzie się w obrębie orbitala drugiego atomu. Jeśli na
każdym z tych dwu orbitali znajdował się jeden elektron, to w wyniku takiego nałożenia się orbitali
powstanie wiązanie chemiczne kowalentne. Oznacza to, że te dwa elektrony (każdy pochodzący
z innego atomu) okrążają teraz jednocześnie jądra obu atomów. Schematycznie można to
przedstawić tak:
Atom „zielony” z jednym elektronem walencyjnym na orbitalu zbliża się do atomu „czerwonego”
i w pewnym momencie orbitale obu atomów zajmują to samo miejsce w przestrzeni (orbitale
„pokryły się”, rysunek prawy, górny). W takiej sytuacji oba elektrony, pochodzące z orbitali atomu
„zielonego” i „czerwonego” mogą poruszać się wokół obu jader atomowych, tworząc tym sposobem wiązanie chemiczne, kowalentne, łączące atomy „zielony” i „czerwony”. W symbolicznym
zapisie cząsteczki takie wiązanie wyrażamy za pomocą kreski: A—B; często mówimy, że taka
kreska wyraża dwa elektrony, co u wielu osób podświadomie wywołuje wrażenie, że elektrony
wiążące, tworzące wiązanie chemiczne, znajdują się zawsze pomiędzy jądrami wiązanych atomów.
W rzeczywistości nałożenie się na siebie dwu orbitali atomowych i stworzenie w ten sposób
orbitala wiążącego, cząsteczkowego, powoduje, że każdy z dwóch elektronów tworzących to
wiązanie może znajdować się w dowolnej chwili w dowolnym miejscu w obrębie tego orbitala
wiążącego i w dowolnym położeniu w stosunku do drugiego elektronu tworzącego wiązanie.
Elektrony wiązania są w ciągłym ruch i ich położenie wobec jąder atomów, które wiążą i wobec
siebie jest zmienne w czasie.
Dlaczego powstał taki nowy orbital i dlaczego taka sytuacja (wiązanie chemiczne) jest trwała?
Czemu wiązanie nie rozpadnie się znów na dwa nie związane atomy? Trzeba koniecznie pamiętać,
że w przyrodzie obowiązuje podstawowe prawo, które mówi, że każdy układ materialny dąży do
osiągnięcia jak najniższej energii, możliwej w danych warunkach. W fizyce dnia codziennego
poznajemy doskonale tę regułę, gdy przedmiot trzymany na pewnej wysokości nad podłogą
wysunie nam się z rąk i upadnie na podłogę. Energia potencjalna tego przedmioty na poziomie
podłogi jest mniejsza niż na wysokości, na której trzymaliśmy go w rękach. Jak długo trzymaliśmy
go w ręce, nie miał możliwości obniżyć swej energii, ale tylko jak taka możliwość się pojawiła
(zwolniliśmy chwyt) natychmiast z tej szansy skorzystał i spadł. W przypadku wiązań chemicznych
okazuje się, że energia elektronów tworzących wiązanie jest mniejsza niż suma energii tych
elektronów przed utworzeniem wiązania (sumaryczna energia dwu atomów przedstawionych na
rysunku pierwszym po lewej jest większa niż energia układu przedstawionego na rysunku trzecim,
dolnym). Jak zapewne już wiesz pierwiastki gazowe, takie jak tlen, azot, chlor występują nie
w postaci jednoatomowej O, N, Cl a w postaci cząsteczek dwuatomowych O 2, N2, Cl2. Jest to
właśnie spowodowane tą regułą, taka dwuatomowa cząsteczka pierwiastka ma mniejszą energię niż
dwa „niezależne”, nie związane atomy 2O, 2N czy 2Cl. Podobnie jest w przypadku innych
pierwiastków. Występowanie czystych, niezwiązanych pierwiastków w przyrodzie jest stosunkowo
rzadkie (Hg, Au …), przeważająca większość występuje w postaci związków chemicznych lub
cząsteczek wieloatomowych, np. węgiel w postaci diamentu czy siarka S8.
Teraz pora na elektroujemność. Jest to indywidualna cecha każdego pierwiastka, wyrażająca pewną
„skłonność” danego pierwiastka do ściągania elektronów wiązania kowalentnego w swoje pobliże
i opisywana umowną wartością liczbową. Tu trzeba pamiętać, że elektroujemność danego
pierwiastka manifestuje się dopiero w zetknięciu z innym pierwiastkiem, więc zazwyczaj bardziej
chodzi o różnice między elektroujemnościami niż o bezwzględne wartości tej cechy.
Elektroujemność jest „generowana” przez dążność atomów do uzyskania oktetu elektronowego
(ośmiu elektronów) na ostatniej powłoce. Ta dążność z kolei powiązana jest z omawianą już regułą
dążności do uzyskania najniższej z możliwych w danych warunkach energii atomu. Omówmy
sprawę elektroujemności na przykładzie wiązania atomu glinu z atomem chloru Al—Cl:
W górnej części rysunku (patrz niżej) mamy schematycznie przedstawiony atom glinu (Al) i chloru
(Cl) wraz z elektronami dwóch ostatnich powłok. Na ostatniej powłoce glin ma trzy elektrony
a atom chloru ma ich siedem. Tworząc wiązanie Al — Cl jeden z elektronów walencyjnych glinu
przechodzi na orbital powłoki walencyjnej chloru i tym sposobem powłoka walencyjna chloru
związanego z glinem ma już osiem elektronów (ów pożądany oktet) – siedem „swoich” i ósmy
„pożyczony” od atomu glinu. Ponieważ glin ma do „pożyczenia” aż trzy takie elektrony
walencyjne, powstaje związek AlCl 3 (trzeci rysunek licząc od góry). „Pożyczając” swoje trzy
elektrony walencyjne atom glinu przechodzi w jon Al3+ (bo traci trzy elektrony z atomu, które do tej
pory „zobojętniały” trzy z trzynastu protonów jądra atomowego), zyskując tym samym ostatnią
powłokę obsadzoną ośmioma elektronami, czyli taką najbardziej „pożądaną”. Co prawda atom
glinu stracił tym sposobem aż trzy elektrony, ale jednocześnie „zyskał błogi stan oktetu” a na tym
mu „bardziej zależało” niż na elektronach walencyjnych. Także każdy z atomów chloru uzyskał
oktet elektronowy, czyli „wszyscy są zadowoleni”. Jak widać, przyroda też czasem woli stracić
mniej (elektrony walencyjne) by zyskać więcej (oktet na ostatniej powłoce).
Jeśli teraz nasz związek, chlorek glinu, ulegnie dysocjacji elektrolitycznej, rozpadnie się na jony
według równania:
AlCl3 ———> Al3+ + 3Cl−
gdzie oktety na ostatniej powłoce widać najwyraźniej (rysunek poniżej).
Jak więc widzimy, jednym z czynników wpływających na elektroujemność jest liczba elektronów
na ostatniej powłoce. Jeśli jest większa niż cztery, atom zazwyczaj dąży do pobrania brakującej do
oktetu liczby elektronów, jeśli liczba ta jest mniejsza od 4, łatwiej mu oddać te elektrony i przejść
w stan oktetu (oktet na niższej powłoce) poprzez stratę elektronów z powłoki walencyjnej („mniej
stracić by więcej zyskać”). Jednak konkretne zachowanie zawsze zależy od konkretnej sytuacji
w jakiej znajdzie się dany atom.
Drugim czynnikiem wpływającym na wielkość elektroujemności jest odległość elektronów
walencyjnych od jądra atomowego (czyli promień atomu, wielkość atomu). Im ta odległość jest
większa, tym siła wiązania ujemnych elektronów walencyjnych przez dodatnie jądro jest słabsza
i oderwanie takich elektronów od macierzystego atomu jest łatwiejsze (elektroujemność maleje).
Tak więc największa elektroujemność występuje wówczas, gdy atom pierwiastka jest mały i ma
dużo elektronów walencyjnych. Pierwiastkiem spełniającym w największym stopniu oba te warunki
jest fluor (prawy, górny róg układu okresowego) i jemu umownie przypisano wartość 4 (największą
w umownej skali elektroujemności Paulinga). Im promień atomowy większy (przesuwamy się
w dół tablicy układu okresowego) tym elektroujemność mniejsza, oraz im mniej elektronów na
powłoce walencyjnej, tym elektroujemność również mniejsza (posuwamy się w lewą stronę układu
okresowego pierwiastków). Tak więc skrótowo można powiedzieć, że elektroujemność maleje od
fluoru po przekątnej układu okresowego (w lewo i w dół).
Istnienie elektroujemności (czy raczej różnicy w elektroujemności atomów tworzących wiązanie
chemiczne) powoduje, że wiązania między atomami o różnej elektroujemności są spolaryzowane.
Co to oznacza? Jak już wiesz, elektrony wiązania krążą wokół obu atomów związanych wiązaniem
chemicznym. Jeżeli są to atomy pierwiastków o identycznej elektroujemności (co w praktyce
oznacza prawie wyłącznie dwa atomy tego samego pierwiastka np. O 2 czy C—C), to dowolne
miejsce orbitala wiązania jest „odwiedzane” przez elektrony wiązania z identyczna częstotliwością.
Mówimy wówczas o pełnej symetrii ładunku wiązania, o położeniu „środka ciężkości” ładunku
wiązania dokładnie pośrodku odcinka łączącego jądra atomowe. Schematycznie pokazują to dwa
pierwsze rysunki poniżej, gdzie tą symetrię obrazuje jednostajnie szara przestrzeń orbitala
wiążącego. Na rysunku oba związane atomy oznaczono tym samym kolorem, dla podkreślenia
identyczności wartości elektroujemności.
Dwa schematy poniżej obrazują sytuację, gdy atom „czerwony” jest bardziej elektroujemny niż
„zielony”. Wówczas elektrony wiązania przebywają w okolicy „czerwonego” wyraźnie częściej niż
w okolicy „zielonego”, co w konsekwencji prowadzi do takiego zachowania się tego układu, jakby
w okolicach „czerwonego” był umieszczony ładunek elektryczny ujemny a w okolicach
„zielonego” identyczny co do wielkości ładunek dodatni (symbolicznie zapisujemy to jako δ− i δ+).
Mamy więc na dwóch krańcach wiązania dwa różne ładunki (różne co do znaku), co kojarzy nam
się z biegunami magnetycznymi Ziemi (północnym i południowym) i stąd nazwa wiązanie spolaryzowane czyli posiadające bieguny (polaris po łacinie znaczy biegun).
Niekiedy mówi się, że gęstość ładunku wiązania jest większa w pobliżu atomu bardziej
elektroujemnego pierwiastka (na schemacie obrazuje to ciemniejszy kolor orbitala wiążącego), lub
że „środek ciężkości” ładunku wiązania przesunięty jest w stronę atomu bardziej elektroujemnego.
Jeżeli różnica elektroujemności między pierwiastkami jest szczególnie duża (jako wartość
graniczna najczęściej przyjmuje się różnicę wynoszącą 1,7, np. dla NaCl wynosi ona 1,8) wiązanie
kowalencyjne spolaryzowane zamienia się w wiązanie jonowe. Różnica między tymi wiązaniami
polega na tym, że w wiązaniu jonowym siłą spajającą dwa atomy nie jest już wspólny orbital
cząsteczkowy a wyłącznie siły przyciągania elektrostatycznego. Tak duża różnica elektroujemności
powoduje, że „pożyczony” elektron zostaje przesunięty wyłącznie na orbital pierwiastka bardziej
elektroujemnego i już więcej nie obiega obu atomów. Zostaje nie tyle pożyczony, co „ukradziony”.
Wówczas atom „złodziej” staje się jonem ujemnym (anionem), bo ma więcej ujemnych elektronów,
niż dodatnich protonów w jądrze atomowym, zaś atom mniej elektroujemny (czasem wręcz
nazywany elektrododatnim), ten „okradziony”, zostaje jonem dodatnim (kationem), ma bowiem
wokół siebie mniej elektronów niż dodatnich protonów w jądrze (ostatni rysunek u góry). Takie
wiązanie wyłącznie siłami elektrostatycznymi jest bardzo słabe i łatwo oddzielić takie dwa atomy
od siebie – najlepszym przykładem tej słabości jest dysocjacja elektrolityczna (rozpad na jony już
pod wpływem wody).
Jeszcze jednym z typów wiązań (choć spotykanym niezbyt często) są wiązania donorowoakceptorowe, zwane też koordynacyjnymi lub kompleksowymi. W ich wypadku wiązanie jest typu
chemicznego (wspólny orbital cząsteczkowy, wiążący) ale para elektronów tworzących wiązanie
pochodzi wyłącznie od jednego atomu (donor) zaś drugi atom udostępnia swój „pusty” orbital
(akceptor). Przykładem może być jedno z wiązań tlenu i siarki w kwasie siarkowym(VI) H2SO4.
Tak zwana „wolna” para elektronów atomu siarki przechodzi w wspólne użytkowanie z atomem
tlenu (który dysponuje wolnym orbitalem), tworząc tym sposobem wiązanie, oznaczane za pomocą
strzałki od donora do akceptora.
Schemat górny obrazuje powstawanie wiązania koordynacyjnego i symboliczny zapis takiego
wiązania (strzałka), „kropkowy” schemat poniżej przedstawia układ elektronów w wiązaniach
w cząsteczce kwasu siarkowego(VI) H2SO4, a najniżej znajduje się zapis symboliczny cząsteczki
kwasu siarkowego(VI) z uwzględnieniem wszystkich elektronów z powłok walencyjnych (często
kreski symbolizujące „wolne pary” elektronowe, nie biorące bezpośredniego udziału w wiązaniach,
opuszcza się).
Bliższym prawdy będzie schemat poniżej, bowiem wiązania H—O są wiązaniami jonowymi, dzięki
czemu kwas siarkowy (VI) jest silnym kwasem, dysocjującym po rozpuszczeniu w wodzie w 100%.
Regułą ułatwiająca pisanie poprawnych wzorów strukturalnych (kreskowych) jest reguła mówiąca,
że każdy atom w związku powinno otaczać osiem elektronów (wodór dwa), bądź to z powłoki
walencyjnej, bądź powłoki poniżej walencyjnej.
Pisanie wzoru kwasu siarkowego (VI) w postaci:
jest nieprawidłowe, bowiem wówczas wkoło atomu siarki mamy aż 12 elektronów (każda kreska to
2 elektrony), co jest niezgodne z powyższa formułą.