Atom, będący podstawowym budulcem materii, składa się z jądra atomowego i krążących wokół niego elektronów. Zrozumienie struktury atomu oraz roli elektronów w tworzeniu wiązań chemicznych jest kluczowe dla wielu dziedzin nauki, w tym chemii i fizyki. Elektrony, znajdujące się na różnych powłokach elektronowych, odgrywają główną rolę w procesach chemicznych, umożliwiając atomom tworzenie stabilnych struktur przez dzielenie, przekazywanie lub przyjmowanie elektronów, zgodnie z regułą oktetu. W tym artykule omówimy wszystkie typy wiązań chemicznych – zapraszamy do lektury.
Budowa atomu i elektrony – ich rola w wiązaniach chemicznych
Każdy atom jest zbudowany z jądra atomowego, w którym znajdują się neutrony i protony oraz z elektronów, które krążą po powłokach elektronowych, stanowiąc zewnętrzną część atomu. Każdy z pierwiastków zbudowany jest z konkretnej liczby protonów, neutronów i elektronów. Aby mówić o wiązaniach chemicznych, skupimy się na elektronach i powłokach elektronowych. Uproszczoną budowę atomu możemy sobie wyobrazić jak tarczę strzelecką, w centralnym punkcie znajduje się jądro, a od niego rozchodzą się poszczególne powłoki. Na danej powłoce może znajdować się określona liczba elektronów, jeśli elektrony już się nie mieszczą, tworzą nową powłokę, jeszcze dalej wysuniętą od jądra atomu. Zazwyczaj na ostatniej z powłok tj. powłoce walencyjnej znajduje się mniej elektronów, niż dana powłoka może pomieścić, co jest niekorzystne energetycznie. Aby obniżyć swój poziom energetyczny (bo do tego wszystko dąży), atomy potrafią dzielić się (uwspólniać) swoje elektrony z innymi atomami, lub nawet oddawać je czy przejmować, zgodnie z regułą oktetu, która mówi, że pierwiastki dążą do posiadania 8 elektronów na powłoce walencyjnej.
Wiązania chemiczne – równowaga energetyczna
Takie podzielenie się elektronami nazywane jest właśnie wiązaniem chemicznym, a typ wiązania zależy od sposobu przekazania bądź przyjęcia elektronu. Kiedy może dojść do inicjacji wiązania? Aby wiązanie mogło zostać utworzone, orbitale co najmniej dwóch atomów muszą się na siebie nałożyć. Czym jest orbital? Najprościej mówiąc – i bardzo upraszczając – jest to „tor”, po którym porusza się elektron wokół jądra. Kiedy dwa tory przetną się, może dojść do przekazania bądź uwspólnienia elektronu.
Czym jest elektroujemność i jak wpływa na przenoszenie elektronów?
Rozróżniając typy i rodzaje wiązań chemicznych, należy również wspomnieć o elektroujemności pierwiastków. Elektroujemność to cecha „przyciągania” elektronów w swoją stronę. Im większa jest ta wartość, tym łatwiej danemu pierwiastkowi przyciągnąć nieswój elektron i tym trudniej oddać własny. Wartości elektroujemności mieszczą się w granicach od 4 (dla fluoru) do 0,7 (dla fransu), jest to tzw. Skala Paulinga. W zależności od różnicy elektroujemności między pierwiastkami i oddziaływań cząsteczkowych wyróżniamy:
- wiązania jonowe,
- wiązania kowalencyjne,
- wiązania koordynacyjne,
- wiązania wodorowe.
Wiązania jonowe
Jeśli różnica elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie wynosi > 1,7, mamy do czynienia z wiązaniem jonowym. W tym przypadku pierwiastek o większej elektroujemności przejmie elektron na swój orbital od pierwiastka mniej elektroujemnego. Ten pierwszy staje się anionem (naładowanym ujemnie), a drugi kationem (naładowanym dodatnio). Taka sytuacja ma miejsce np. w przypadku chlorku sodu, czyli popularnej soli kuchennej o wzorze NaCl. Atom chloru posiadając na swojej powłoce walencyjnej 7 elektronów, zabiera jeden atomowi sodu, tworząc anion chlorkowy (Cl-), dzięki czemu może utworzyć oktet elektronowy. Dla atomu sodu jest to równie korzystne, bowiem posiada on tylko jeden elektron walencyjny, tracąc go, może traktować swoją przedostatnią, wypełnioną powłokę jako powłokę walencyjną – powstaje kation sodowy (Na+). Znaki + i - oznaczają ładunki elektrostatyczne powstałe w wyniku przemieszczenia elektronu, wynikają one z faktu, że sam elektron jest naładowany ujemnie.
Wiązania kowalencyjne – spolaryzowane i niespolaryzowane
Następnym typem wiązania jest wiązanie kowalencyjne i polega ono na uwspólnieniu elektronu między cząsteczkami. Wiązanie kowalencyjne (atomowe) występuje, gdy różnica między pierwiastkami < 1,7 w skali Paulinga. Jeżeli ta różnica ≠ 0 i < 1,7, to mówimy o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym, natomiast gdy różnica = 0, mówimy o wiązaniu kowalencyjnym niespolaryzowanym. Podczas wiązania kowalencyjnego dochodzi do uwspólnienia elektronów pomiędzy dwoma atomami, elektron nie jest przekazywany na orbital jednego z atomów, lecz tworzony jest nowy orbital, który jest wypadkową orbitali łączonych pierwiastków. Cząsteczka powstała w wyniku wiązania atomowego spolaryzowanego nazywana jest dipolem, oznacza to że w jej strukturze można wyznaczyć biegun naładowany dodatnio oraz ujemnie – stąd nazwa wiązanie spolaryzowane. Wynika to z faktu, że jeden z pierwiastków jest bardziej elektroujemny od drugiego, jednak różnica ta jest na tyle mała, że elektron może jedynie zostać przesunięty, a nie całkowicie oderwany. Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane najczęściej występuje pomiędzy atomami tego samego pierwiastka, np. cząsteczka tlenu O2. Tlen nie występuje w formie pojedynczych atomów, gdyż ma na swojej powłoce walencyjnej 6 elektronów. Łącząc się z drugim atomem tlenu i uwspólniając między sobą elektrony, obie cząsteczki spełniają oktet i są stabilne energetycznie.
Wiązania koordynacyjne i metaliczne
Podobnym typem wiązania do wiązania kowalencyjnego jest wiązanie koordynacyjne, inaczej zwane donorowo-akceptorowym. W tym przypadku dochodzi to uwspólnienia pary elektronowej pomiędzy dwa atomy, jednak pochodzi ona tylko od jednego z pierwiastków. Dawca pary elektronowej nazywany jest donorem, a biorca – akceptorem. W przyrodzie występuje jeszcze wiązanie metaliczne – w metalach i ich stopach. Atomy naładowane dodatnio, czyli kationy danego metalu, tworzą sieć krystaliczną, a elektrony krążące wokół jąder swobodnie przemieszczają się pomiędzy kolejnymi jądrami, tworząc zdelokalizowaną chmurę elektronową. Pozwala to na utrzymywanie obojętnego ładunku elektrostatycznego cząsteczki.
Wiązania wodorowe i Van Der Vaalsa
Poza wiązaniami, gdzie kluczową rolę odgrywają elektrony, można jeszcze wyróżnić siły oddziaływań cząsteczkowych – polegają one na oddziaływaniach elektrostatycznych pomiędzy atomami. Wśród nich możemy wyróżnić siły Van der Vaalsa oraz wiązania wodorowe. Te pierwsze występują pomiędzy dipolami (strukturami spolaryzowanymi). Są bardzo słabe, jednak w makrocząsteczkach mogą odgrywać dużą rolę, np. wpływać na przestrzenne ułożenie cząsteczki. Wiązania wodorowe natomiast występują pomiędzy atomami wodoru a silnie elektroujemnymi heteroatomami takimi jak tlen czy azot. Mogą one wpływać zarówno na kształt, jak i właściwości fizykochemiczne cząsteczek.
Rodzaje wiązań chemicznych – przykłady i podsumowanie
Wiązania chemiczne są fundamentem do zrozumienia wielu procesów chemicznych i fizycznych, które zachodzą w naturze. Różnorodność typów wiązań, takich jak jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne oraz oddziaływania cząsteczkowe, pokazuje, jak złożone i różnorodne są interakcje między atomami. Wiedza na temat struktury atomu i właściwości elektronów nie tylko pozwala na lepsze zrozumienie natury materii, ale także umożliwia zastosowanie tej wiedzy w praktyce, od syntezy nowych związków chemicznych po rozwój nowych materiałów.