Rodzaje wiązań chemicznych
Powstawanie i zrywanie wiązań chemicznych to podstawa wszystkich reakcji chemicznych. Dobre zrozumienie ich właściwości i sposobów, w jakie się tworzą umożliwia przewidywanie kierunków reakcji chemicznych, ich efektów termodynamicznych oraz wyjaśnia wiele cech różnorakich substancji (np. dlaczego diament nie przewodzi prądu elektrycznego, a grafit tak). Jeszcze więcej właściwości, takich jak np. temperatura topnienia czy wrzenia można wyjaśnić dzięki oddziaływaniom międzycząsteczkowym.
Rodzaj wiązania a elektroujemność
W zależności od atomów tworzących wiązanie, może mieć ono różny charakter. Najprostszym sposobem na określenie typu wiązania chemicznego jest porównanie elektroujemności w skali Paulinga. Aby policzyć tę różnice należy sprawdzić elektroujemności pierwiastków tworzących wiązania i od większej odjąć mniejszą. W liście poniżej ΔE oznacza różnice elektroujemności. Mamy wówczas kilka możliwości:
- ΔE<0,4 – wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane
- 0,4<ΔE<1,7 – wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
- ΔE>1,7 – wiązanie jonowe
Skala Paulinga jest najczęściej używaną skalą elektroujemności, nie jest jednak jedyna. Inne skale z którymi można się spotkać to na przykład: skala Allreda-Rochowa czy skala Mullikena. Stosowanie różnicy elektroujemności jest przydatnym uproszczeniem, a granice między poszczególnymi typami arbitralne, i nie sprawdza się we wszystkich przypadkach. Przykładowo wiązanie w chlorku glinu wykazuje właściwości wiązania jonowego w stanie stałym, a w stanie ciekłym i gazowym wiązania kowalencyjnego spolazyzowanego.
Watro tutaj wprowadzić jeszcze dwa pojęcie które nie pojawiły się powyżej: wiązanie koordynacyjne, wiązanie metaliczne i wiązanie wodorowe. Wiązanie koordynacyjne jest typem wiązania kowalencyjnego, które występuje kiedy obydwa elektrony tworzące wiązanie pochodzą od jednego atomu. Wiązanie metaliczne powstaje w zasadniczo inny sposób który będzie dokładnie omówiony we własnej sekcji. Wiązanie wodorowe natomiast, wbrew nazwie, nie jest wiązaniem, a rodzajem oddziaływania międzycząsteczkowego.
Wiązania kowalencyjne niespolaryzowane
Wiązanie kowalencyjne powstaje niespolaryzowane przez uwspólnienie elektronów przez dwa atomy niemetali o zbliżonych elektroujemnościach. Metaforą która może pomóc w zrozumieniu znaczenia różnicy elektroujemności jest przeciąganie liny. Wyobraźmy sobie zawody w przeciąganiu liny w których zawodnikami będą atomy różnych pierwiastków, a środek liny średnim położeniem chmury elektronów. W tej metaforze elektroujemność odpowiada sile z jaką zawodnicy ciągną linę do siebie. Jeżeli zawodnicy mają podobną siłę środek liny pozostanie pośrodku nich. I podobnie jeżeli atomy tworzące wiązanie mają zbliżoną elektroujemność elektrony będą równo rozłożone między nimi. W rysunku na dole przedstawione są na górze wzory kropkowe Cl2, O2 i N2 z zaznaczonymi parami wiążącymi, a na dole wzory kreskowe
Taka sytuacja ma miejsce np. w przypadku cząstek złożonych z atomów tego samego pierwiastka (tak zwane cząsteczki homoatomowe) jak O2, F2, S8 czy P4. W tych przypadkach wiązania są całkowicie niepolarne. Jeżeli związek jest heteroatomowy, to znaczy złożony z atomów róznych pierwiastków, będziemy mieli zazwyczaj do czynienia z innym rodzajem wiązania np. kowalencyjnym spolaryzowanym. Istnieją jednak takie związki w których różnica elektroujemności jest mniejsza od 0,4 np. NCl3. W tych wypadkach będzie występować w niewielkim stopniu polaryzacja.
Wiązania kowalencyjne spolaryzowane
Wróćmy na chwile do metafory przeciągania liny. Co się stanie jeżeli jeden z zawodników będzie trochę silniejszy od drugiego? Odpowiedź jest prosta: środek liny przesunie się w jego kierunku. I też kiedy wiązanie tworzą dwa atomy których różnica elektroujemności jest mniejsza od 1,7 i większa od 0,4 chmura elektronów przesunie się w kierunku tego o większej elektroujemności. Wiązania kowalencyjne spolaryzowane zaznaczane są przez kreskę ze strzałką w środku.
Kiedy chmura elektronów jest przesunięta w kierunku jednego z atomów powstaje na nim częściowy ładunek ujemny oznaczany znakiem δ-, na drugim natomiast powstaje cząstkowy ładunek dodatni oznaczany znakiem δ+ o równej wartości. W większości związków miedzy różnymi pierwiastkami niemetalicznymi występuje ten rodzaj wiązania np. NH3, H2O, HCl. Takie przesunięcie ładunku może spowodować pojawienie się momentu dipolowego jak np. w H2O i HCl. Moment dipolowy nie pojawi się jeżeli momenty dipolowe poszczególnych wiązań znoszą się np. CO2.
Wiązania jonowe
Jeżeli lina pozostaje po środku kiedy zawodnicy są o podobnej sile, i przemieszcza w kierunku silniejszego jeżeli trochę się różnią w sile, to co się stanie jeżeli jeden z nich jest o wiele silniejszy od drugiego? W takim wypadku zawodnik silniejszy może wyrwać linę z rąk drugiego i zabrać ją całkowicie do siebie! Tak też jest w przypadku kiedy wiązanie tworzą atomy których różnica elektroujemności jest większa niż 1,7. Taki rodzaj wiązania nazywamy wiązaniem jonowym. W wiązaniu jonowym atom o większej elektroujemności „wyrywa” elektron z atomu o mniejszej elektroujemności. Powoduje to naładowanie atomów biorących udział w wiązaniu. Atom przyjmujący elektron zyskuje ładunek -1 ,a atom tracący elektron +1. Przykładami związków w których występuje ten rodzaj wiązania są np. NaCl, NaNO3 czy BaCl2 .
W wiązaniu jonowym czynnikiem spajającym atomy nie jest dzielona para elektronowa, a oddziaływania elektrostatyczne (siły kulombowskie). Z powodu braku pary elektronowej wiążącej atomy, wiązanie jonowe różni się zasadniczo od innych typów wiązań i może w ogóle nie być traktowane jako wiązanie, a jedynie rodzaj oddziaływań.
Wiązania koordynacyjne
Szczególnym rodzajem wiązania kowalencyjnego jest wiązanie koordynacyjne (inaczej wiązanie akcteptorowo-donorowe). Powstaje ono, kiedy obydwa elektrony tworzące wiązanie pochodzą od jednego atomu. Występuje ono w związkach takich jak SO3, H2SO4, jak również we wszystkich związkach kompleksowych. Stąd też ich inna nazwa: „związki koordynacyjne”. Wiązania koordynacyjne są zaznaczone strzałką z prostopadłą kreską u podstawy.
Wiązania metaliczne
Wróćmy jeszcze do wspomnianego na początku wiązania metalicznego. Występuje ono, jak nazwa wskazuje, w metalach. Najważniejszą cechą metali, umożliwiającą tworzenie wiązań metalicznych, jest ich niska energia jonizacji, czyli energia potrzebna do oderwania elektronu. Powoduje to że część elektronów walencyjnych metali odłącza się od poszczególnych atomów i zaczyna się poruszać swobodnie między nimi. W ten sposób z atomów powstają dodatnio naładowane kationy oraz swobodne elektrony, które pełnią funkcje „elektrostatycznego kleju” i odpowiadają za dobre przewodnictwo elektryczne metali.
Trójkąt wiązań
Niestety, jak prawie zawsze, rzeczywistość jest bardziej skomplikowana, niż by to przedstawiała wygodna i sztywna kategoryzacja. Przedstawiony wyżej podział uwzględnia wiązania o charakterze pośrednim między wiązaniem kowalencyjnym i jonowym, czyli wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Czy możliwe by było takie pośrednie wiązanie pomiędzy wiązaniem jonowym i metalicznym lub kowalencyjnym i metalicznym? Co w przypadku półmetali takich jak krzem czy bor? Czy są związane kowalencyjnie czy metalicznie? Dlaczego wodór nie tworzy wiązań metalicznych mimo swojej niskiej elektroujemności? Czy może jednak tworzy? Szerszą perspektywę można uzyskać przenosząc się z jednego do dwóch wymiarów. Poza różnicą elektroujemności uwzględnijmy też średnią elektroujemność pierwiastków tworzących wiązanie. W ten sposób z linii między wiązaniami kowalencyjnymi i jonowymi otrzymamy tak zwany trójkąt wiązań chemicznych, znany też jako trójkąt Van Arkel’a-Ketelaar’a.
Rysunek powyżej jest jednym z takich trójkątów. Na osi x zaznaczona jest średnia elektroujemość pierwiastków tworzących wiązanie w skali Martynov’a-Batsanov’a, a na osi y różnica w elektroujemności między pierwiastkami tworzącymi wiązanie też w skali Martynov’a-Batsanov’a. Dokładne wartości są mniej istotne niż względne położenia poszczególnych związków.
Ciekawostka – wiązania mechaniczne i MIM’y
W 2016 nagrodę Nobla z chemii przyznano trzem chemikom: Jean-Pierre Sauvage, Sir J. Fraser Stoddart, Bernard L. Feringa. Motywacją przyznania nagrody było „projektowanie i synteza maszyn molekularnych”. Układy, o których mowa, należą do tak zwanych MIM’s (ang. mechanically interlocked molecules) czyli po polsku mechanicznie połączone cząsteczki. Jest to szczególna klasa układów, złożonych z jednej lub więcej cząsteczek, połączonych ze sobą lub „związanych” przez ich ułożenie w przestrzeni. W mowie noblowskiej laureaci nazwali taki rodzaj połączenia „wiązaniem mechanicznym”. Przykładami MIM’ów są rotaksany (kształt pierścienia na patyku), katenany (dwa połączone pierścienie) czy węzły molekularne
Badania nad MIM’ami nie ograniczają się jednak do ich syntez. Potencjalne zastosowania tego typu układów obejmują:
- Przełączniki molekularne – układy o dwóch lub więcej stanach, reagujących na czynniki zewnętrzne
- Maszyny molekularne, takie jak silniki, zawiasy czy nawet nanosamochód
- Katalizatory
- Rozpoznawanie jonów i cząsteczek
Więcej informacji o nagrodzie nobla z chemii w 2016 roku możecie znaleźć tutaj -> https://www.nobelprize.org/prizes/chemistry/2016/summary/
Oddziaływania międzycząsteczkowe – wiązania wodorowe
Przejdźmy teraz na koniec do tematu wiązań wodorowych. Powstają one między atomem wodoru związanym kowalencyjnie z atomem silnie elektroujemnego pierwiastka. Wiązanie wodorowe jest zaznaczane jako przerywana linia. Przykładami cząsteczek miedzy którymi występują wiązania wodorowe są: H2O, CH3COOH, kwas szczawiowy, czy guanina i cytozyna. Wiązania wodorowe mogą łączyć cząsteczki w różnorakie struktury, takie jak sieci trójwymiarowe, pary czy łańcuchy.
Wiązania wodorowe są niezwykle istotne dla funkcjonowania życia. Dzięki wiązaniom wodorowym między zasadami azotowymi w DNA może zachodzić ich replikacja oraz transkrypcja. Wiązania wodorowe między grupami amidowymi odpowiadają za drugorzędową strukturę białek. Z występowania silnych wiązań wodorowych wynikają też właściwości wody, takie jak: szeroki zakres temperatur, w których występuje w stanie ciekłym oraz wysokie ciepło właściwe.
Do rozwiązywania zadanek przydatne będą jeszcze informacje o hybrydyzacji i konfiguracji elektronowej, które możecie znaleźć tutaj:
–Hybrydyzacja – czyli wszystko co powinieneś wiedzieć do matury
–Konfiguracja elektronowa i liczby kwantowe – najważniejsze informacje do matury z chemii 2024
Zobacz jak możemy Ci pomóc
Zadania maturalne
Ze względu na zdolność atomów węgla do łączenia się w łańcuchy ten pierwiastek tworzy z tlenem nie tylko związki takie jak CO i CO2, lecz także mniej typowe połączenia. Jednym z nich jest ditlenek triwęgla o wzorze sumarycznym C3O2. Cząsteczka tego związku ma budowę liniową, atomami wewnętrznymi są w niej atomy węgla, a skrajnymi – atomy tlenu. Ditlenek triwęgla reaguje z wodą. W tej reakcji powstaje jeden produkt – kwas dikarboksylowy. Na podstawie: J.E. House, Inorganic Chemistry, Elsevier, 2008. Narysuj wzór elektronowy cząsteczki C3O2 (zaznacz kreskami wiązania chemiczne i wolne pary elektronowe). Uzupełnij poniższe zdania. Wybierz i zaznacz jedną odpowiedź spośród podanych w każdym nawiasie. Wzór elektronowy: Aby wyjaśnić budowę cząsteczki C3O2, hybrydyzację typu sp przypisuje się orbitalom walencyjnym (trzech atomów / dwóch atomów / jednego atomu) węgla. Liczba wiązań σ w cząsteczce C3O2 wynosi (2 / 4 / 6 / 8).
Zobacz odpowiedź
Rozwiązanie Aby wyjaśnić budowę cząsteczki C3O2, hybrydyzację typu sp przypisuje się orbitalom walencyjnym (trzech atomów / dwóch atomów / jednego atomu) węgla. Liczba wiązań σ w cząsteczce C3O2 wynosi (2 / 4 / 6 / 8). Uwaga: Geometria cząsteczki nie podlega ocenie.
Jod bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie i jego nasycony roztwór, nazywany wodą jodową, w temperaturze 25°C ma stężenie ok. 1,3·10‒3 mol·dm‒3. Dużo lepiej jod rozpuszcza się (roztwarza) w roztworze zawierającym jony jodkowe, gdyż przebiega tam reakcja opisana równaniem: I2 + I‒ ⇄ I–3 Stężeniowa stała tej równowagi w temperaturze 25°C jest równa 700. W niektórych schorzeniach tarczycy stosuje się tzw. płyn Lugola, który można przyrządzić, jeśli wymiesza się 1 g jodu i 2 g jodku potasu z 97 g wody. Jon trijodkowy I–3 ma budowę liniową. Narysuj wzór elektronowy jonu trijodkowego. Zaznacz kreskami wszystkie wspólne i wolne pary elektronowe atomów.
Zobacz odpowiedź
Biologia – najczęściej popełniane błędy na maturze
Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze
