Atomy wiążą się ze sobą wtedy, gdy stworzenie nowego połączenia powoduje obniżenie energii układu. W przypadku takich gazów jak wodór, azot czy tlen, połączenie się atomów tych pierwiastków w dwuatomową cząsteczkę powoduje emisję do otoczenia pewnej "nadwyżki" energii, natomiast w przypadku gazów szlachetnych połączenie się atomów w cząsteczki wymagałoby dostarczenia energii. Atomy helowców mają najniższy stan energetyczny z wszystkich pierwiastków, co wskazuje, że ich konfiguracja elektronowa jest najbardziej stabilna.
Aby uzyskać konfigurację gazu szlachetnego atomy innych pierwiastków przebudowują swoją strukturę elektronową na drodze wzajemnych oddziaływań - tworzenia wiązań chemicznych. Elektrony, które biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych, nazywamy elektronami walencyjnymi. Pierwiastki grupy 18 (VIIIa) układu okresowego posiadają na swojej powłoce walencyjnej 8 elektronów (tzw. oktet walencyjny), z wyjątkiem helu, który zawiera jedynie dwa elektrony (dublet). Zgodnie z teorią Gilberta Lewisa i Waltera Kossela pierwiastki łącząc się dążą do uzyskania konfiguracji najbliższego helowca.
Może to nastąpić w drodze:
- Wymiany elektronów (wiązanie jonowe)
- Uwspólnienia elektronów (wiązanie kowalencyjne, kowalencyjne spolaryzowane i koordynacyjne)
W przypadku grup głównych atom pierwiastka uzyskuje oktet oddając wszystkie swoje elektrony walencyjne lub przyjmując tyle, by łącznie z własnymi mieć ich osiem na powłoce walencyjnej. Pozbawiony elektronu atom staje się jonem. Usunięcie elektronu powoduje zmniejszenie się odpychania pomiędzy elektronami, przez co chmura elektronowa staje się bardziej zwarta i w ten sposób kation uzyskuje mniejsze wymiary niż obojętny atom. Aniony są natomiast większe od macierzystych atomów.
Usunięcie elektronu z atomu wymaga dostarczenia energii:
Atom + hn (energia jonizacji) -> kation + elektron
Proces przyłączenia elektronu zwykle jest egzoenergetyczny:
Atom + elektron -> anion + hn (powinowactwo elektronowe)
Wartość energii jonizacji, jak i powinowactwa elektronowego, jest cechą charakterystyczną danego pierwiastka. Zdolność do pobierania elektronów jest nazywana elektroujemnością. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a najmniej elektroujemnym - cez. Wartości elektroujemności podaje się w skali Paulinga. Są to wartości bezwymiarowe (bez jednostek). Przy dużej różnicy elektroujemności łączących się atomów w wyniku przeniesienia elektronów powstaje wiązanie jonowe, w innym wypadku powstanie wiązanie kowalencyjne, czyli dojdzie do uwspólnienia elektronów.
Zależność pomiędzy różnicą elektroujemności pierwiastków a wiązaniem chemicznym:
| Typ wiązania |
Różnica elektroujemności |
Przykład |
| Wiązanie jonowe |
DE > 1,9 |
NaCl |
| Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane |
1,9 > DE > 0,4 |
HCl |
| Wiązanie kowalencyjne |
DE < 0,4 |
H2 |
WIĄZANIE KOWALENCYJNE. WIĄZANIA SIGMA I PI
Większość gazów, takich jak wodór, tlen, azot, chlor, tworzy cząsteczki dwuatomowe H2, O2, N2, czy Cl2. Cząsteczki te nazywa się zwykle homojądrowymi. Wiązanie pomiędzy atomami powstaje wtedy, gdy zbliżą się one do siebie na odległość równą długości wiązania chemicznego i mają na powłoce walencyjnej pojedyncze, niesparowane elektrony, o przeciwnych spinach. Na skutek nakładania się orbitali atomowych, niesparowane elektrony tworzą wspólną dla obu atomów parę elektronową, powstaje tzw. orbital molekularny. Jeżeli zbliżą się do siebie atomy, których niesparowane elektrony mają spiny o jednakowej orientacji, to po zderzeniu oddalą się od siebie nie tworząc cząsteczki.
W przypadku cząsteczki wodoru nakładają się na siebie orbitale 1s obu atomów, uwspólniona zostaje jedna para elektronowa, czyli tworzy się wiązanie pojedyncze. Takie wiązanie występuje także w cząsteczkach chlorowców, tam jednak niesparowane elektrony pochodzą z orbitali p. W cząsteczce O2 uwspólnieniu ulegają dwie pary elektronów, atomy są więc połączone dwoma wiązaniami. W każdym przypadku, zgodnie z teorią Lewisa-Kossela, atomy łączących się pierwiastków uzyskują konfigurację gazu szlachetnego. Uwspólnienie elektronów w cząsteczce wodoru powoduje, że każdy z atomów uzyskuje tzw. dublet elektronowy, czyli konfigurację helu. W przypadku chloru czy tlenu, po uwspólnieniu elektronów, każdy atom uzyskuje oktet elektronowy.
Orbitale molekularne mają inny kształt niż orbitale atomowe, z których powstały. Przykład różnych orbitali atomowych przedstawia rysunek:
Wiązanie utworzone przez parę elektronową, które ukierunkowane jest wzdłuż osi łączącej oba atomy, nazywamy wiązaniem sigma (s), natomiast wiązanie powstające podczas bocznego nakrywania się orbitali, nazywamy wiązaniem pi (p).
Wiązania pojedyncze zawsze są wiązaniami sigma, natomiast wiązania wielokrotne (podwójne, potrójne), posiadają jedno wiązanie sigma i pozostałe wiązania typu pi. Wiązania pi są słabsze od wiązań sigma i łatwiej ulegają rozerwaniu.
Szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie koordynacyjne, tzn takie, w którym wspólna para elektronowa pochodzi tylko od jednego z wiążących się atomów. Takie wiązanie tworzy się na przykład podczas przekształcania cząsteczki amoniaku NH3 w jon amonowy NH4+.
WIĄZANIE KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE
W przypadku tworzenia się cząsteczek heteroatomowych, łączące się atomy różnią się zwykle elektroujemnością. Im ta różnica jest większa, tym większa jest trwałość połączenia. Pierwiastek bardziej elektroujemny będzie mocniej przyciągał elektrony wspólnej pary, niż pierwiastek o mniejszej elektroujemności. Skutkiem takiego przyciągania jest wytwarzanie się cząstkowych ładunków dodatnich i ujemnych na przeciwległych końcach cząsteczki. Powstaje cząsteczka o charakterze biegunowym, czyli dipol. Wiązanie utworzone przez wspólną parę elektronową, przesuniętą w kierunku jednego z atomów tworzących wiązanie, nazywamy wiązaniem spolaryzowanym. W cząsteczce chlorowodoru wspólna para jest przesunięta w kierunku atomu chloru, stąd na biegunie dodatnim cząsteczki znajduje się wodór, a na ujemnym chlor.
Również w cząsteczkach zawierających kilka atomów może wytworzyć się wiązanie spolaryzowane np. H2O.
WIĄZANIE JONOWE
Atom tracący elektron (elektrony) przekształca się w jon dodatni, zwany kationem ,a atom przyjmujący elektron (elektrony)przekształca się w jon ujemny, czyli anion. Proces, podczas którego powstają jony, nazywamy jonizacją.
Stan energetyczny elektronów w atomie sodu i chloru można zobrazować następująco:
Wynika z tego, że dla osiągnięcia najbliższego stanu energetycznego odpowiadającego konfiguracji atomu gazu szlachetnego (w tym przypadku neonu: 1s2 2s2p6), atom sodu musi oddać jeden elektron, który ma najwyższy stan energetyczny i jest najsłabiej przyciągany przez jądro. Z kolei atom chloru będzie dążył do przyłączenia jednego elektronu, co pozwoli mu na osiągnięcie konfiguracji 1s2 2s2p6 3s2 3p6 (czyli konfiguracji argonu). Podczas reakcji sodu z chlorem, kiedy ich atomy zbliżają się do siebie na odległość równą długości wiązania jonowego Na-Cl, sód oddaje swój elektron walencyjny, a chlor go przyjmuje.
MODEL PRZEKSZTAŁCANIA ATOMU SODU W JON SODOWY
Kation ma nadmiar protonów . Wielkość dodatniego ładunku jest równa liczbie elektronów utraconych przez atom , z którego powstał.
MODEL PRZEKSZTAŁCANIA ATOMU CHLORU W JON CHLORKOWY
Anion ma nadmiar elektronów w stosunku do liczby protonów. Wielkość ujemnego ładunku anionu jest równa liczbie elektronów przyłączonych przez atom ,z którego powstał.
Jony o przeciwnych znakach przyciągają się siłami kulombowskimi, które w przypadku wiązania jonowego jest "wzajemnym oddziaływaniem" nazywanym umownie wiązaniem chemicznym.
