Wiązanie chemiczne

według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.

Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża (Δeu≥1,7). Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej.

Na ogół, aby wiązanie się wytworzyło, różnica elektroujemności musi być większa lub równa 1,7 w skali Paulinga, jednak granica, przy której tworzy się wiązanie jonowe jest bardzo płynna, gdyż zależy ona od wielu różnych czynników. Na przykład we fluorowodorze różnica elektroujemności między fluorem a wodorem wynosi aż 1,9 a mimo to wiązanie F-H ma charakter kowalencyjny spolaryzowany.

Wiązanie metaliczne

- ogólna nazwa dla wszelkich wiązań chemicznych występujących bezpośrednio między atomami metali.

Wiązania między atomami metalu, jeśli występują w izolowanej formie (np. w związkach metaloorganicznych) są w zasadzie typowymi wiązaniami kowalencyjnymi, wyróżniają się jednak w stosunku do analogicznych wiązań między niemetalami dwiema istotnymi cechami:

ulegają one łatwiejszej polaryzacji pod wpływem np. pola elektrycznego ze względu na to, że ogólnie w metalach elektrony walencyjne są słabiej związane z jądrami atomów niż w niemetalach

nawet jeśli formalnie są wiązaniami pojedynczymi, ze względu na występowanie w metalach dużej liczby walencyjnych orbitali d zachodzi zjawisko ich nakładania się, co powoduje że wiązania te nabierają często charakteru częściowo wielokrotnego.

Cechy te powodują, że w kryształach metali powstają pasma zdelokalizowanych elektronów, które mogą swobodnie się przemieszczać pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego, dzięki czemu metale są dobrymi przewodnikami elektrycznymi. Ubocznym skutkiem tej delokalizacji jest też istnienie w metalach trójwymiarowej sieci silnych wiązań, co warunkuje dużą wytrzymałość mechaniczną metali, wysokie temperatury topnienia, kowalność, duży współczynnik rozszerzalności cieplnej i inne cechy charakterystyczne dla metali.

Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. Przykładami takiego wiązania są cząsteczki dwuatomowe: H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂. np.:

Warunkiem utworzenia wiązania kowalencyjnego przez dany atom, jest obecność przynajmniej jednego niesparowanego elektronu. Uwspólnianie elektronów powoduje, że atomy uzyskują oktet elektronów, czyli konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.
W rachunkach uwspólnione elektrony należy liczyć podwójnie: raz, że należą do jednego atomu, a drugi raz do drugiego atomu.

Związki kowalencyjne (tworzące wiązania kowalencyjne), tworzą w stanie stałym sieć krystaliczną zbudowaną z odrębnych cząsteczek.
Mają niskie temperatury topnienia i wrzenia, rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych lub słabo polarnych.
Skroplone związki kowalencyjne i ich roztwory, nie przewodzą prądu elektrycznego, ponieważ nie ulegają dysocjacji.
Reakcje między związkami kowalencyjnymi polegają na rozerwaniu istniejących wiązań i tworzeniu nowych.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami niemetali, których wzajemna różnica elektroujemności jest mniejsza od 1,7 w skali Paulinga. Granica ta jest bardzo umowna i ma raczej charakter orientacyjny. Elektrony uwspólnione tworzące wiązanie są przesunięte w stronę atomu pierwiastka o większej elektroujemności, co sprawia, że przy tym atomie tworzy się cząstkowy ładunek elektryczny ujemny, natomiast przy atomie o mniejszej elektroujemności tworzy się dodatni. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane ma charakter dipola elektrycznego.

Wiązania kowalencyjne można jeszcze podzielić na zwykłe, w których uwspólniane elektrony pochodzą w równej liczbie od obu atomów (jeśli jeden "daje" trzy elektrony, to drugi też "daje" trzy) oraz na wiązania koordynacyjne, w których tylko jeden atom jest donorem elektronów lub liczba elektronów, które "daje" jeden atom nie jest równa liczbie, którą daje drugi.

Wiązania koordynacyjne mają często dokładnie taki sam charakter jak wiązania kowalencyjne. W wielu związkach, w których z rachunku elektronów wynika, że część wiązań jest formalnie kowalencyjnych a inna część koordynacyjnych są one w rzeczywistości całkowicie nieodróżnialne, posiadają taką samą geometrię i energię i nie da się praktycznie ustalić, które są które. W wielu związkach chemicznych wiązania koordynacyjne daje się jednak wyraźnie wskazać i mają one pewne szczególne własności, których zwykłe wiązania kowalencyjne nie mogą mieć. Przykładem tego rodzaju wiązań są np. te występujące w Pi kompleksach.

Wiązanie koordynacyjne (semipolarne)

Stanowi szczególny przypadek wiązanie typu kowalencyjnego. Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z elektronów dostarczonych przez jeden atom (tzw. donor). drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.
Warunkiem powstania wiazania koordynacyjnego jest zderzenie drobiny posiadającej wolną parę elektronową z drobiną dysponującą luką elektronową lub wolnym orbitalem w powłoce walencyjnej.

Elektroujemność to

miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego.

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od układu atomów w danym związku, ich stopnia utlenienia, przyjętej w danym momencie hybrydyzacji i dość często zdarza się, że wiązania polaryzują się odwrotnie niżby to wynikało z formalnej elektroujemności związanych pierwiastków.

Mimo to zaproponowano wiele sposobów, aby ilościowo zdefiniować ogólną elektroujemność pierwiastków. Pierwszą taką propozycją była skala Paulinga oparta na pomiarach energii i polaryzacji wiązań prostych dwuatomowych związków chemicznych. Skala ta jest jednak bardzo mało precyzyjna i często prowadzi do błędnych wniosków.

Inną skalę zaproponował Allred, który obliczył elektroujemność na podstawie liczby atomowej i efektywnego promienia walencyjnego atomów.

Różnice między skalą Allreda i Paulinga dochodzą do 0,5.

Skalą biorącą pod uwagę rzeczywisty stan atomu w danej cząsteczce, a więc liczbę i rodzaj wiązań w jakich uczestniczy atom w danym momencie, jest skala Mullikena. W skali tej jednak pierwiastki mają zmienną elektroujemność, zależną od sytuacji, więc jest ona trudna do stosowania w praktyce.

Energia jonizacji

Energią jonizacji Ej pierwiastka nazywa się minimum energii, jaką należy użyć, by oderwać elektron od atomu tego pierwiastka w stanie gazowym. Energia jonizacji obojętnych atomów zależy od liczby atomowej i waha się w granicach od kilku do dwudziestu kilku eV. Jest ona równa energii najsłabiej związanego elektronu walencyjnego.

Najniższą energię jonizacji mają pierwiastki z pierwszej grupy układu okresowego posiadające na powłoce walencyjnej jeden elektron.

Proces jonizacji opisuje równanie:

W miarę usuwania kolejnych elektronów atomu energia jonizacji powstałego kationu rośnie, przy czym największa energia jonizacji związana jest z oderwaniem elektronu z powłoki wewnętrznej. Często mówi się o pierwszej, drugiej, trzeciej itp. energii jonizacji w odniesieniu do oderwania się odpowiednio 1, 2, 3 i więcej elektronów od atomu. W układzie okresowym pierwiastków obserwuje się wzrost energii jonizacji w okresie z lewej na prawo i spadek w grupie z góry na dół.

Typ wiązań chemicznych

Jonowe,

Kowalencyjne:

spolaryzowanie, metaliczne,

elektroujemność

Wiązanie kowalencyjne opiera się na zjawisku uwspólniania par elektronów między dwoma silnie elektroujemnymi atomami, z których każdy dąży do przyłączenia obu elektronów. Wyróżniamy dwa typy wiązań kowalencyjnych:

• spolaryzowane - wiązaniem jest wspólna para elektronów przesunięta w kierunku bardziej elektroujemnego atomu, w wyniku czego na jednym z atomów wytwarza się cząstkowy ładunek dodatni, a na drugim ujemny. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane powstaje między atomami pierwiastków niemetalicznych, różniących się elektroujemnością o 0 - 1,7 w skali Paulinga. Cząsteczki z takim wiązaniem mogą być zarówno dipolami (np. HCl, H2O) jak i obojętne (np. CO2)

• niespolaryzowane - tworzone przez dwa identyczne fragmenty, np. O - O, Cl - Cl, H3C - CH3. Obydwa wiązane atomy są jednakowo elektroujemne i każdy z nich tak samo silnie przyciąga pary elektronów.

Substancje kowalencyjne w stanie stałym mogą tworzyć dwa rodzaje kryształów:

• cząsteczkowe (molekularne) - zbudowane z wielu cząsteczek, podczas topnienia lub rozpuszczania rozpadają się na osobne cząsteczki.

• kowalencyjne - zbudowane z atomów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi w jedną wielką "cząsteczkę". Ten typ kryształu występuje znacznie częściej, np. diament, krzem, węglik krzemu.

Wiązanie wodorowe

polega na elektrostatycznym przyciąganiu się dipoli, których biegunem dodatnim jest atom wodoru, a biegunem ujemnym atom pierwiastka silnie elektroujemnego. Wiązanie tego typu tworzy się min. po między cząsteczkami wody. Wiązania wodór tlen w wodzie mają charakter wiązań atomowych spolaryzowanych. Przy tlenie tworzy się nadmiar ładunków ujemnych, przy wodorach nadmiar ładunków dodatnich. Wiązanie wodorowe będzie tworzyło się między dwiema cząsteczkami wody atom tlenu z jednej cząsteczki będzie "łączył" się z atomem wodoru drugiej cząsteczki.

Wiązania metaliczne

powstaje w wyniku elektrostatycznego oddziaływania kationów metalu w węzłach sieci krystalicznej z gazem elektronowym elektronów walencyjnych. Substancje metaliczne są świetnymi przewodnikami elektrycznymi i termicznymi, mają również, w zależności od składu chemicznego, różne właściwości mechaniczne.

Wiązanie koordynacyjne (donorowo - akceptorowe) tworzy się w wyniku oddziaływania dwu atomów z parą elektronową pochodzącą od jednego z nich - donora. Wiązanie takie ma właściwości bardzo podobne jak wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Takie słabe oddziaływania, występują pomiędzy dwoma wzbudzonymi, albo jednym wzbudzonym i jednym trwałym dipolem. Cząsteczki, które maja trwały moment dipolowy, mogą powodować powstanie momentu w cząsteczkach bez trwałego momentu dipolowego.

WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE PIERWIASTKÓW W ZALEŻNOŚCI OD RODZJU WIĄZANIA

JONOWE:

v Posiadają budowę krystaliczną.

v W stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny - w stanie stałym są praktycznie nieprzewodzące.

v Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, powstałe roztwory dobrze przewodzą prąd elektryczny.

v Topią się w w wysokich temperaturach (> 500 C).

v Są trwałe i kruche.

KOWALENCYJNE

v W stanie stałym i ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątkiem jest grafit).

v W stanie stałym tworzą kryształy cząsteczkowe lub kowalencyjne.

v Kryształy cząsteczkowe mają stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia.

v Kryształy kowalencyjne są trwałe, odporne mechanicznie, mają wysokie temperatury topnienia.

v Nie ulegają dysocjacji jonowej.

v Reagują zwykle wolno.

v Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

v W stanie stałym i ciekłym nie przewodzą prądu elektrycznego.

v Mają stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia.

v Nie ulegają dysocjacji jonowej.

v Reagują zwykle wolno.

v Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.

---