Jeśli teraz nasz związek, chlorek glinu, ulegnie dysocjacji elektrolitycznej, rozpadnie się na jony według równania:

Transkrypt

1 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, N 2, Cl 2. 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 S 8.

2 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 Al 3+ (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).

3 Jeśli teraz nasz związek, chlorek glinu, ulegnie dysocjacji elektrolitycznej, rozpadnie się na jony według równania: AlCl 3 > Al Cl 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

4 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

5 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) H 2 SO 4. 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) H 2 SO 4, 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%.

6 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.