Spis treści
W chemii i w życiu kluczowe są relacje. Zarówno ludzie, jak i atomy odczuwają pewnego rodzaju potrzebę tworzenia związków. Każdy oczywiście ma swoje powody, dlaczego woli być z kimś niż sam, ale dla atomów jednym z głównych jest osiągnięcie tzw. „stanu stabilności” – czyli stanu, w którym energia uczestników tej relacji jest najmniejsza. I to nie koniec atomowo-człowieczych podobieństw: różne typy wiązań chemicznych, jak różne rodzaje relacji między ludźmi, opierają się na przyciąganiu i odpychaniu. Niektóre związki cechuje wzajemna równość i współpraca, inne są bardziej jednostronne, ale są też takie, dla których stworzono status „to skomplikowane”. Dodatkowo w utrzymywaniu relacji (zarówno tych atomowych, jak i międzyludzkich) kluczowy jest dystans. Związki na odległość rzadko sprawdzają się na dłuższą metę, ale dobrze wiemy, że nieustanne trzymanie się za ręce też byłoby kłopotliwe. Z tych właśnie powodów i my, i atomy tworzymy różne związki, ale wszystkie mają jeden cel: osiągnięcie stabilnej sytuacji życiowej dla każdego z zaangażowanych.
Rys. 1. Czym są wiązania chemiczne? Tym, czym dla ludzi relacje – drogą do stabilności i szczęścia.
Najprościej mówiąc: atomy tworzą wiązania, żeby ich egzystencja na tym świecie kosztowała mniej energii. Łatwiej utrzymać się w jakimś związku niż samemu (chociaż gazy szlachetne stać na samodzielne dryfowanie i nie szukają nikogo do szczęścia).
Ale zanim atomy znajdą swoją wymarzoną równowagę, muszą przejść przez grę sił – przyciągania, odpychania i poszukiwania idealnego dystansu, który zapewni im spokój energetyczny.
Wszystko zaczyna się, gdy atomy zbliżają się do siebie i zaczynają wzajemnie się przyciągać – elektrony jednego z atomów są elektrostatycznie przyciągane do protonów nadciągającego sąsiada. Z drugiej strony, dwa dodatnio naładowane jądra zaczynają się odpychać i gdy znajdą się zbyt blisko siebie, energia takiego układu szybko wzrasta i to już przestaje komukolwiek się opłacać. Atomy osiągają najniższy możliwy poziom energii, gdy istnieje równowaga między tymi siłami przyciągania i odpychania, czyli gdy odległość między nimi jest optymalna. Właśnie ten zdrowy dystans w związku chemicznym nazywamy długością wiązania – idealną odległością między jądrami atomowymi, przy której energia całego układu jest najniższa.
Dla przykładu: w cząsteczce wodoru długość wiązania między atomami wynosi około 74 pm i podczas tworzenia 1 mola cząsteczek tego związku uwalnia się 436 kJ energii. To trochę jak w życiu: najlepsza relacja jest wtedy, gdy nie jesteśmy ani za blisko, ani za daleko od siebie.
Rys. 2. Energia zbliżających się atomów maleje wraz z odległością między nimi, osiągając w pewnym momencie optimum, po czym gwałtownie rośnie, gdy atomy znajdą się już za blisko siebie.
Wejdźmy głębiej w obszar atomowych relacji – poznajmy pierwsze z nich: wiązanie kowalencyjne. To najbardziej partnerski układ chemiczny, w którym dwa atomy nie tylko dzielą przestrzeń, ale dosłownie wyciągają do siebie ręce i obdarowują się nawzajem tym, co mają najcenniejszego: elektronami. To nie jest tylko chłodne przekazanie ładunków – to raczej chemiczny pakt, w którym atomy postanawiają zrezygnować ze swojej suwerenności na rzecz większej stabilności. Utworzone wiązanie, czyli dwa (teraz już wspólne) elektrony przebywają tyle samo czasu u jednego i drugiego atomu, tworząc harmonijną zgodę w cząsteczce.
Przyjrzyjmy się bliżej cząsteczce H2, temu niepozornemu duetowi atomów wodoru. Każdy z nich jest na starcie dosyć biedny, posiada bowiem na powłoce walencyjnej tylko jeden elektron. Ale w trakcie chemicznego braterstwa dwa atomy tworzą wspólną parę elektronową, która w równym stopniu należy do każdego z nich – coś na kształt symbolu lojalności wędrującego między nimi. Dzięki temu połączeniu układ wodór–wodór zyskuje stabilność, o jakiej wcześniej nie mogło być mowy. Teraz każdy z tych atomów na swojej powłoce walencyjnej ma nie jeden, lecz dwa elektrony, a my mówimy, że osiągnął dublet elektronowy – trwałą konfigurację z całkowicie zapełnioną powłoką walencyjną. W przypadku atomów pozostałych pierwiastków, dysponujących większą liczbą elektronów, taki wyjątkowo stabilny układ stanowi 8 elektronów (tzw. oktet elektronowy) – i to właśnie do jego osiągnięcia dążą atomy w trakcie tworzenia wiązań.
Rys. 3. Dublet i oktet elektronowy – stabilny układ na powłoce walencyjnej, do którego dążą wszystkie atomy.
Wiązanie kowalencyjne ze względu na równość podziału elektronów między atomami nazywane jest kowalencyjnym niespolaryzowanym, aby podkreślić brak wyraźnego przesunięcia gęstości elektronowej w kierunku któregokolwiek z atomów. Warto zaznaczyć, że wiązanie to może stanowić również coś więcej niż tylko pojedynczą parę elektronów. Mamy także wersje „zaawansowane” – wiązania podwójne, a nawet potrójne. To już nie jest przelotna znajomość; to głębokie i wyjątkowo trwałe relacje, które w chemii nazywa się wiązaniami wielokrotnymi. Każde z nich to wyjątkowo silny związek między atomami, jakby miały one powiedzieć sobie nawzajem: „Zostańmy razem na dobre i na złe”.
Rys. 4. Wiązania wielokrotne – silniejsze i trwalsze niż pojedyncze.
Są też inne, mniej partnerskie, relacje. Znasz może takie związki, w których jedna osoba daje z siebie nieco więcej niż ta druga? Aha – i wśród atomów ten problem występuje. Tak właśnie jest w wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym. Kiedy jeden z atomów potrafi silniej przyciągać elektrony w wiązaniu (w chemii mówimy, że ma większą elektroujemność), to wspólna para elektronowa, choć należy do obu powiązanych atomów, przebywa jednak częściej przy tym silniejszym z nich. I niby te elektrony są wspólne, tak, jak to miało miejsce w wiązaniu kowalencyjnym niespolaryzowanym, ale tutaj elektrony jakoś tak częściej przebywają w towarzystwie jednego z atomów. Trudno im się dziwić: niektórzy mają onieśmielający dar przyciągania.
To zjawisko widzimy na przykład w cząsteczce wody (H2O), gdzie atom tlenu przyciąga elektrony silniej niż atom wodor. Efekt? Jeden fragment cząsteczki staje się delikatnie bardziej ujemnie naładowany – w takim wiązaniu niby oba atomy mają elektrony wspólne, ale istnieje swego rodzaju napięcie, bo każdy czuje, że jeden z zaangażowanych ma minimalnie więcej do powiedzenia.
Rys. 5. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane w cząsteczce wody – tlen przejmuje kontrolę nad elektronami, tworząc biegun ujemny, podczas gdy atomy wodoru pozostają z cząstkowym ładunkiem dodatnim. To nierówna chemiczna relacja, która jednak nadaje wodzie jej wyjątkowe właściwości.
Poznajmy jeszcze jedną odmianę wiązania kowalencyjnego – wiązanie koordynacyjne. Tutaj równowaga sił zostaje przełamana przez szlachetny gest jednej ze stron. To wiązanie również nie jest typową relacją partnerską, gdzie każdy wnosi równo do wspólnego stołu, ale raczej sytuacją, w której jeden z atomów, niczym hojny przyjaciel, udostępnia swoją parę elektronów drugiemu, bardziej potrzebującemu. Ale uwaga – nadal te elektrony są wspólne dla obu atomów, ten hojniejszy atom wcale ich nie oddaje, a jedynie umożliwia wspólne z nich korzystanie.
Wyobraź sobie taki scenariusz: atom ma dwa elektrony, za pomocą których chciałby związać się z innym atomem. Ale jeśli zrobi to poprzez „zwyczajne” wiązanie kowalencyjne, to sumarycznie tych elektronów będzie miał za dużo (zarówno swoje, jak i te od drugiego atomu). Podobno od przybytku głowa nie boli, ale w tym przypadku taki nadmiar nie przysłuży się stabilności energetycznej atomu. W jaki sposób może więc dojść do utworzenia wiązania? Gdy pojawia się drugi atom, który aż świeci pustką i pilnie potrzebuje elektronowego wsparcia, by zyskać stabilność i poczuć się „kompletnym”, to ten pierwszy atom, może uwspólnić z nim swoją parę elektronową. W ten właśnie sposób rodzi się wiązanie koordynacyjne, w którym elektrony należą zarówno do jednego, jak i drugiego atomu, ale pierwotnie pochodzą tylko od jednego z nich. Dzięki temu jeden atom zyskuje brakujące elektrony, a ten drugi nie ma ich w nadmiarze. Układ odpowiada obojgu, bo oboje coś zyskują, choć tylko jeden z nich te elektrony dostarczył do wspólnego użytku.
W chemii ten bardziej hojny atom nazywamy donorem, a ten biedniejszy, czyli biorcę – akceptorem. To coś jak relacja mentora i podopiecznego: mentor oferuje wiedzę (w naszym przypadku – parę elektronową), którą młodszy kolega przyjmuje z wdzięcznością i pracując razem, wspólnie z tej wiedzy korzystają. W efekcie obaj tworzą stabilny, spójny układ, choć fundamenty tej relacji opierają się na jednostronnym darze.
Przejdźmy teraz do kolejnego z kluczowych typów wiązań chemicznych – wiązania jonowego. Tutaj już nie ma mowy o wspólnym dzieleniu się elektronami i partnerskim balansie. Wręcz przeciwnie: to związek, w którym jeden z atomów przejmuje pełną kontrolę i po prostu „zabiera” elektrony od drugiego.
Wyobraź sobie dwie osoby: jedną obdarzoną ogromnym urokiem osobistym i magnetyczną wręcz siłą przyciągania (czyli atom z wysoką elektroujemnością) oraz drugą – znacznie bardziej uległą, gotową ustąpić czy nawet poświęcić coś ze swoich zasobów, by utrzymać bliskość (czyli atom o niskiej elektroujemności). W wyniku tej różnicy między nimi i dominującej siły jednego z nich dochodzi do przekazania elektronów z jednego atomu na drugi – nie ma tu mowy o żadnym dzieleniu się, a związek oparty jest na wzajemnej zależności.
W chemii ten proces przekazania elektronów nazywamy transferem elektronów, a powstałe w jego wyniku atomy noszą miano jonów: anionu (w przypadku atomu, który zdobył elektron i stał się naładowany ujemnie) oraz kationu (tego, który stracił elektron, przez co ma teraz ładunek dodatni).
Przykładem substancji, w której występują wiązania jonowe, jest chlorek sodu (NaCl), czyli zwykła sól kuchenna, której ludzie używają od wieków (najczęściej żeby doprawić zupę, ale przydawała się też, kiedy trzeba było zakonserwować mumię). Atomy sodu i chloru różnią się pod względem elektroujemności tak bardzo, że jeden po prostu oddaje swój elektron, a drugi go przyjmuje. Sód (Na), mający na swojej powłoce walencyjnej zaledwie jeden elektron, chętnie go oddaje i w ten sposób staje się kationem, osiągając jednak stabilny oktet na niższej powłoce. Chlor (Cl) natomiast, potrzebujący tylko jednego elektronu do szczęścia, przyjmuje go więc z entuzjazmem, stając się anionem, dzięki czemu jego powłoka walencyjna również osadzona jest upragnionymi ośmioma elektronami.
Wiązanie jonowe jest więc niczym innym, jak przyciąganiem dwóch przeciwieństw – kation dodatni, anion ujemny, ale razem tworzą trwałą więź. To połączenie jest tak silne, że wytrzyma nawet w najbardziej niesprzyjających warunkach. Kryształy chlorku sodu, których prosta struktura odzwierciedla tę uporządkowaną, jonową relację, wymagają dostarczenia kolosalnej ilości energii, by w ogóle pomyśleć o ich rozdzieleniu. Przykład? Temperatura topnienia NaCl wynosi 801°C. To jest moment, w którym kuchenna sól przestaje być solidnym, spokojnym kryształem i zaczyna płynąć. Dla porównania: srebro – szlachetny metal, który kojarzy nam się z czymś nieporównanie bardziej solidnym i trwałym – topi się przy 961°C, ledwo przekraczając próg topnienia zwykłej soli.
Pozostając wśród opowiadań o różnych atomowych relacjach, przenieśmy się na koniec do świata wiązań metalicznych, gdzie rządzi zupełnie inny rodzaj chemicznej organizacji. Tutaj nie chodzi o pary czy jednostronne relacje, ale o coś, co można by nazwać wspólnotą elektronową. W strukturze metalu atomy są jak mieszkańcy zatłoczonego miasta – blisko siebie, a jednak swobodnie dzielą się swoimi zasobami. Ich elektrony walencyjne opuszczają rodzime atomy, tworząc coś na kształt „chmury elektronowej”, która krąży wokół wszystkich jąder niczym otulająca mgiełka. To właśnie te swobodne elektrony odpowiadają za niezwykłe właściwości metali – przewodnictwo elektryczne i cieplne, blask, a także plastyczność.
Wyobraź sobie salę balową, w której wszyscy uczestnicy tańczą w harmonii – tak można opisać zachowanie elektronów w metalach. To nie jest chaotyczny ruch, lecz uporządkowany przepływ, który scala całą strukturę. Jądra atomowe, będące niczym solidne filary, pozostają na swoich miejscach, podczas gdy elektrony dryfują swobodnie, wypełniając przestrzeń i wzmacniając stabilność całego układu.
Rys. 6. Wiązanie metaliczne – kationy tworzą uporządkowaną sieć przestrzenną, a elektrony rozlewają się po niej niczym morze, przepływając swobodnie po całej strukturze metalu.
A teraz wyobraź sobie, że masz dwa atomy. Jeden stoi po lewej, drugi po prawej, a między nimi nawiązuje się jakaś relacja. I choć wydarzenie dzieje się w skali pikometrów, to jak to w różnych znajomościach bywa – jedni chcą dużo, niektórzy mogą dać niewiele, a jeszcze inni dążą do równości. Ale jak określić, co tu się właściwie dzieje? Są przecież tak różne wiązania chemiczne – elektroujemność, jak się okazuje, jest dla nas pomocnym parametrem w rozpoznawaniu typu powstających relacji między atomami.
Elektroujemność to cecha atomów, która mówi o tym, jak mocno przyciągają one elektrony w wiązaniu chemicznym. Jeśli jeden atom przyciąga je słabiej (ma małą elektroujemność), a drugi – silniej (ma wysoką elektroujemność), to wynik tej różnicy może wiele powiedzieć o ich związku. I uwaga, mamy tu kilka scenariuszy:
- Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane – różnica elektroujemności ≤0,4. Elektrony krążą równomiernie wokół każdego z atomów, żadna ze stron nie dominuje.
- Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – różnica elektroujemności pomiędzy 0,4 a 1,7. Elektrony spędzają więcej czasu bliżej silniejszego atomu, co tworzy subtelną polaryzację – jakby jeden z atomów miał trochę więcej do powiedzenia.
- Wiązanie jonowe – różnica elektroujemności ≥1,7. Powstają dwa jony: jeden dodatnio, drugi ujemnie naładowany, i przyciągają się jak przeciwne bieguny magnesu.
- Wiązanie metaliczne – niewielka różnica elektroujemności w obrębie niskich wartości.
Rys 7. Rodzaje wiązań chemicznych a elektroujemność atomów: jeśli ΔX ≤ 0,4, to możesz oznaczyć wiązanie jako kowalencyjne niespolaryzowane; jeśli 0,4 < ΔX <1,7, to wiązanie jest kowalencyjne spolaryzowane; dla ΔX ≥ 1,7 przyjmuje się, że wiązanie jest jonowe; wiązanie metaliczne występuje między atomami o niskiej elektroujemności i niewielkiej różnicy między jej wartościami.
A wiązanie koordynacyjne? Czy jest jakiś zakres różnicy elektroujemności, przy którym ten typ wiązania chemicznego powstaje? Otóż nie, nic z tych rzeczy. To nie różnica elektroujemności stanowi o jego powstaniu. Proces ten jest napędzany czystą potrzebą stabilności energetycznej i zależy od dostępności wolnych par elektronowych u jednego z atomów oraz wolnego miejsca na orbitalach u drugiego, a nie od konkretnej różnicy elektroujemności między nimi.
Czy to już wszystko? Czy wystarczy zatem, że zapamiętasz te przedziały różnicy elektroujemności i w ten sposób rozpoznasz już w każdym związku, jaki rodzaj wiązania chemicznego występuje między jego atomami? Nie do końca. Różnica elektroujemności jest istotnym wskaźnikiem, ale życie jest bardziej skomplikowane – przy ocenie typu wiązania należy koniecznie spojrzeć również na właściwości fizyczne związku, takie jak temperatura wrzenia, topnienia, rozpuszczalność w wodzie czy przewodnictwo elektryczne. Czasem właściwości danej substancji powiedzą Ci więcej niż sama wartość różnicy elektroujemności.
Skupmy się na jednym z takich przypadków: fluorowodorze. Na pierwszy rzut oka wydaje się, że skoro fluor i wodór różnią się elektroujemnością o wartość większą niż 1,7 (a dokładnie 1,8), to powinny bez problemu utworzyć wiązanie jonowe. W końcu fluor to chemiczny „drapieżnik” – o największej elektroujemności w układzie okresowym, wyraźnie skłonny do przechwytywania elektronów. Jednak rzeczywistość potrafi zaskoczyć i wymyka się tej uproszczonej logice.
Okazuje się, że w HF mamy do czynienia z wiązaniem kowalencyjnym, choć niezwykle spolaryzowanym. Jakie są powody? Po pierwsze, zarówno fluor, jak i wodór to niemetale, a wiązanie jonowe z reguły tworzy się między metalami a niemetalami. To pierwszy sygnał, że sytuacja nie jest tu czarno-biała. Po drugie, wodór ma tylko jeden elektron, którego za wszelką cenę „nie chce oddać” – przejście w kation H+ to dla niego koszt energetyczny, na który niechętnie się zgadza, szczególnie w stanie gazowym. Aby wyrwać elektron z wodoru, potrzebna jest duża ilość energii. Choć fluor ma wysokie powinowactwo elektronowe (czyli dostarczając mu elektron, dostaniemy sporo energii w zamian), to nie jest ono jednak wystarczające, by zrekompensować nakład pracy, konieczny do wyrwania elektronu z wodoru i zamienienia go w „pełnoprawny” jon H+. Energetyczny bilans jest tu po prostu niekorzystny. Dodatkowo, co jeszcze ważne, fluor, z powodu swojej wysokiej elektroujemności i obecności wolnej pary elektronowej chętnie tworzy wiązania wodorowe. Cząsteczki HF wolą więc stabilizować się właśnie w ten sposób, zamiast formować skomplikowaną sieć jonową.
Tak więc: to zaskakujące, ale okazuje się, że mimo znaczącej różnicy elektroujemności, atomy cząsteczek fluorowodoru tworzą wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Może i wiązanie jonowe jest tu bardziej intuicyjnym rozwiązaniem, lecz chemia nie działa według prostych schematów – tutaj decydują subtelne, często niewidoczne na pierwszy rzut oka niuanse energetyczne i strukturalne.
Podsumowując krótko, można powiedzieć, że wśród wiązań chemicznych wyróżnia się pięć głównych ich rodzajów: wiązanie metaliczne, jonowe, koordynacyjne, kowalencyjne niespolaryzowane i wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Krótką ich charakterystykę znajdziesz w poniższej tabeli:
Rys. 8. Rodzaje wiązań chemicznych – podsumowanie informacji.
A teraz coś, co z pewnością będzie dla Ciebie bardzo przydatne: wiązania chemiczne – przykłady problemów szkolnych. Przejdźmy od razu do praktyki, czyli rysowania tych wiązań i struktur, które one spajają.
Na początek, narysuj wzór elektronowy amoniaku. Zdarzyło Ci się pewnie dostać takie polecenie w szkole, ale zanim zaczniesz na oślep rysować kreski i symbole chemiczne, spróbuj tym razem podejść do tego taktycznie, z pewnym planem opartym na zdobytej wiedzy.
Najpierw zastanów się, jaki wzór sumaryczny ma amoniak. To związek, który składa się z jednego atomu azotu i trzech atomów wodoru: NH3. Jeszcze nic nie rysuj, znajdź te atomy w układzie okresowym i odczytaj, ile mają elektronów walencyjnych.
Rys. 9. Fragment układu okresowego.
Skoro wodór leży w pierwszej grupie, to dysponuje jednym elektronem walencyjnym, a azot znajdujący się w grupie piętnastej ma tych elektronów 5 (jeśli nie wiesz, jak odczytywać liczbę elektronów walencyjnych z położenia pierwiastka w układzie okresowym, to zachęcam Cię do przeczytania innego artykułu na naszym blogu: Co to jest atom? Budowa, izotopy, zadania maturalne – kompleksowy przewodnik).
Znając liczbę elektronów walencyjnych, wiesz już, że to azot może utworzyć więcej wiązań niż wodór (wodór ze swoim pojedynczym elektronem niewiele może zdziałać). W takim razie umieść azot w środku cząsteczki i postaraj się dookoła ułożyć atomy wodoru (pamiętaj, że to tylko rysunek poglądowy, więc istotny będzie jedynie sposób połączenia atomów, a nie kąty między wiązaniami i kształt całej cząsteczki).
Teraz narysuj każdemu z atomów tyle kropek, ile ma elektronów walencyjnych (jeśli potrafisz, to możesz pogrupować je tak, jak wskazuje na to konfiguracja elektronowa danego atomu, ale nie jest to niezbędne):
Teraz spróbuj połączyć atomy wiązaniami pojedynczymi – zaczynamy od takiej najprostszej wersji i zobaczymy, co trzeba będzie ewentualnie poprawiać.
Na koniec policz, ile elektronów ma każdy z atomów. Pamiętaj – jeśli atomy tworzą wiązanie kowalencyjne, to elektrony tego wiązania należą zarówno do jednego, jak i drugiego atomu (więc liczysz je jako należące do każdego z atomów). Tak więc atom wodoru, połączony z atomem azotu ma jeden swój elektron (który wniósł do wiązania) i jeszcze jeden, który uwspólnia z atomem azotu w wiązaniu między nimi. Razem wodór ma więc 2 elektrony. A azot? Ten atom ma natomiast 5 swoich elektronów walencyjnych i jeszcze 3, które uwspólnia z 3 atomami wodoru w wiązaniach, co razem daje 8 elektronów.
Rys. 10. Azot w cząsteczce amoniaku ma po 2 elektrony z każdego wiązania N—H oraz swoją wolną parę elektronową, co razem daje mu 2・3 + 2 = 8 elektronów. Każdy z atomów wodoru ma natomiast 2 elektrony tworzące wiązanie z azotem.
Teraz zastanów się, czy w takim układzie wszystkie atomy „czują się” dobrze. Pamiętasz, do czego dążą atomy podczas tworzenia wiązań? Chciałyby mieć albo 8, albo 2 elektrony na powłoce walencyjnej. Tak więc w tym przypadku wszystko się zgadza – atomy wodoru osiągnęły upragniony dublet, a atom azotu – oktet.
Rysując ostateczną wersję wzoru, możesz postarać się tak rozmieścić atomy, żeby wiązania były jak najdalej od wolnych par elektronowych i od siebie nawzajem. Elektrony to przecież ładunki ujemne, które wzajemnie się odpychają. Ale jeśli zastanawiasz się, czy na maturze egzaminator zabierze Ci punkty, jeśli nie uwzględnisz odpowiedniego kształtu cząsteczki, to od razu odpowiadam, że nie – nie zabierze. Zgodnie z zasadami oceniania CKE: nie ma znaczenia, pod jakim kątem będą znajdowały się wiązania względem siebie. W prawidłowo narysowanym wzorze istotny jest sposób połączenia atomów i uwzględnienie odpowiedniej liczby elektronów każdego z nich, a nie kształt całej struktury. Możesz o tym przeczytać w informatorze o egzaminie maturalnym z chemii od roku szkolnego 2024/2025[1] (dla formuły 2023) oraz w zasadach oceniania rozwiązań zadań z czerwca 2024 roku[2] (dla formuły 2015), cytuję:
Notacja chemiczna:
We wzorze strukturalnym należy zapisać symbole wszystkich atomów tworzących cząsteczkę i zaznaczyć kreską wszystkie wiązania występujące w cząsteczce z uwzględnieniem ich krotności. We wzorze strukturalnym nie wymaga się odwzorowania kształtu cząsteczki, czyli zachowania właściwych kątów między wiązaniami.
Tak więc prawidłowo narysowany wzór elektronowy amoniaku ma postać:
Rys. 11. Wzór elektronowy amoniaku (NH3).
Przejdźmy teraz do drugiego, nieco trudniejszego przykładu – narysuj wzór elektronowy cząsteczki kwasu azotowego(V).
Tak jak poprzednio – najpierw zapisz sobie wzór sumaryczny tego związku i sprawdź, ile elektronów walencyjnych ma każdy z atomów.
Rys. 12. Fragment układu okresowego.
Z informacji zawartych w układzie wynika, że wodór ma jeden elektron walencyjny, azot pięć, a tlen sześć.
Kwas azotowy(V) to w języku chemii HNO3. W tym przypadku sprawa jest nieco bardziej skomplikowana, bo atomów jest więcej i zarówno azot, jak i tlen mogą tworzyć wiele wiązań. Który więc atom umieścić w centrum cząsteczki? Tu mała podpowiedź – sprawdź ich elektroujemność (wodór możesz zostawić w spokoju, on i tak ze swoim pojedynczym elektronem nie będzie rozważany jako atom centralny).
Rys. 13. Fragment układu okresowego.
Z informacji zawartych w układzie okresowym wynika, że niższą elektroujemność ma azot (3,0 < 3,4), i to właśnie z tego powodu możesz umieścić go w środku, rozstawiając dookoła pozostałe atomy. Pamiętaj, że wodór nie będzie łączył się bezpośrednio z azotem, bo nie dałby rady podłączyć pozostałych atomów, on będzie „na doczepkę”, dokładany na koniec.
Tak więc w centrum umieść azot i dookoła rozstaw atomy tlenu, a gdzieś przy jednym z nich – atom wodoru. Przy okazji dorysuj też każdemu z atomów jego elektrony walencyjne.
Teraz połącz atomy wiązaniami pojedynczymi i policz, ile w takim układzie każdy z nich ma elektronów (oczywiście pamiętaj, że wiązanie kowalencyjne to dwa elektrony uwspólnione pomiędzy połączonymi atomami – licz je zarówno dla jednego, jak i drugiego atomu w wiązaniu).
I co wyszło? W takim układzie sumarycznie azot ma 10 elektronów (każde wiązanie kowalencyjne to 2 elektrony). To nie jest oktet – zdecydowanie. Azot ma za dużo o 2 elektrony. Jakby się ich pozbyć? Może więc zamiast uwspólniać z jakiś atomem tlenu swoje i jego elektrony, to azot udostępni do utworzenia wiązania wyłącznie swoje elektrony, nie otrzymując od tlenu nic w zamian? Jak to zrobić? Nie możesz sugerować wiązania jonowego, które przekazuje elektrony, bo różnica elektroujemności między azotem a tlenem jest zaniedbywalnie mała (3,4 – 3,0 = 0,4). Ale możesz spróbować narysować wiązanie koordynacyjne od atomu azotu do jednego atomu tlenu – co będzie oznaczało, że wiązanie kowalencyjne się utworzy, ale uwspólniona para elektronowa pochodzić będzie tylko od atomu azotu. Zobaczmy, jak to wygląda teraz:
Policzmy następnie, czy azot spełnia regułę oktetu (czy uzyskał łącznie 8 elektronów). Wiązania kowalencyjne są 3, czyli daje to 6 elektronów. A do tego trzeba dodać 2 elektrony, które uwspólniane są z trzecim atomem tlenu w wiązaniu koordynacyjnym. Razem 6 + 2 = 8. Pasuje! Mamy oktet!
Dodatkowo kierunek takiego wiązania koordynacyjnego (od azotu do tlenu) ma sens, bo tlen jest bardziej elektroujemny i mocniej przyciąga elektrony. Naturalne jest więc, że to azot przekazuje elektrony do tlenu w wiązaniu koordynacyjnym, a nie na odwrót (ściślej mówiąc: że uwspólniane elektrony pochodzą od atomu azotu).
A atomy tlenu? Czy one również osiągnęły upragnione 8 elektronów? Spójrzmy. Ten po prawej ma swoje 6 elektronów w postaci 3 wolnych par elektronowych i dodatkowo jeszcze uwspólnia z azotem jego dwa elektrony, co daje razem 6 + 2 = 8. Jest oktet!
Atom tlenu znajdujący się na dole ma 4 swoje elektrony (2 wolne pary elektronowe) i jeszcze 4 elektrony, które tworzą dwa wiązania kowalencyjne z atomem azotu. Razem? 4 + 4 = 8. Pasuje!
Ostatni atom tlenu (ten po lewej) ma swoje 4 elektrony (2 wolne pary elektronowe) i jeszcze 2 elektrony uwspólnia z azotem w jednym wiązaniu kowalencyjnym oraz 2 kolejne uwspólnia z atomem wodoru w kolejnym wiązaniu, co daje razem 4 + 2 + 2 = 8. Pasuje!
No i na koniec wodór. Tworząc pojedyncze wiązanie kowalencyjne uwspólnia on 2 elektrony, co daje mu dublet na ostatniej powłoce – on również jest zadowolony.
Wszystkie atomy mają 8 elektronów (lub 2 w przypadku wodoru) – spełniają regułę oktetu/dubletu, czyli wzór zapisany jest prawidłowo.
Na koniec możesz przemyśleć, czy przypadkiem gdzieś nie powinno się zaznaczyć, że wiązanie jest spolaryzowane. Sprawdź różnice elektroujemności między połączonymi atomami:
ΔXO-N=3,4-3,0=0,4
ΔXO-H=3,4-2,2=1,2
I porównaj te wartości z przedziałami różnicy elektroujemności dla różnych typów wiązań:
W przypadku tlenu i azotu różnica elektroujemności wynosi 0,4, więc polaryzację możesz pominąć. Natomiast dla tlenu i wodoru wartość ΔX jest już na tyle duża, że wiązanie jak najbardziej kwalifikuje się do typu kowalencyjnego spolaryzowanego, co możesz zaznaczyć grotem we wzorze. Uwaga – jeśli zdecydujesz się na zaznaczenie polaryzacji wiązania, to musi być ona narysowana w prawidłowym kierunku, czyli z grotem skierowanym od atomu mniej do atomu bardziej elektroujemnego (w przeciwnym razie zostaną Ci odjęte punkty podczas oceny poprawności całego wzoru[1], [2]).
Podsumowując, prawidłowo narysowany wzór elektronowy HNO3 ma postać:
Rys. 14. Wzór elektronowy kwasu azotowego(V) (HNO3).
I analogicznie wyglądać będą sole tego kwasu. Jedyna różnica polega na zastąpieniu atomu wodoru odpowiednim atomem metalu, który tę sól tworzy. W przypadku soli pamiętaj jednak, że połączenia metal–niemetal charakteryzują się bardzo dużą różnicą elektroujemnosci i chętnie tworzą sieci jonowe z wiązaniami tego typu. Tak więc koniecznie zaznacz pojawiający się kation i anion, a pozostałe wiązania będą analogiczne do tych, ustalonych w cząsteczce kwasu.
Wzór elektronowy soli NaNO3 ma więc postać:
Rys. 15. Wzór elektronowy azotanu(V) sodu (NaNO3).
Na koniec pozwól, że wyprostuję pewien powszechny mit. To, co nazywamy wiązaniem kowalencyjnym czy jonowym, jest bardziej umową w opisywaniu rzeczywistości niż samą rzeczywistością. Nie ma magicznej granicy, gdzie wiązanie przeskakuje z jednego rodzaju na drugi. To wielobarwne kontinuum, a nie czarno-białe kategorie. Gdy mówimy o wiązaniu Na—Cl w chlorku sodu, dla ułatwienia określamy je jako jonowe, bo taki jest jego dominujący charakter. Ale prawda jest znacznie bardziej złożona.
Tak naprawdę żadne wiązanie jonowe nie jest wyłącznie jonowe. Wszystkie są subtelnymi mieszankami różnych rodzajów wiązań. W istocie podział na typy wiązań to nasze, ludzkie uproszczenie, które ma sens tylko wtedy, gdy jeden rodzaj wiązania stanowi więcej niż umownie przyjęte 50% jego właściwości. To coś jak klasyfikowanie kawy latte jako mleka, bo ma go więcej niż espresso. Czy jest to słuszne? Może. Ale na pewno nie do końca prawdziwe.
Rys. 16. Trójkąt wiązań pokazuje dominujące typy wiązań chemicznych (jonowe, kowalencyjne, metaliczne) w zależności od różnicy i średniej elektroujemności atomów. Wiązania jonowe przeważają przy dużej różnicy elektroujemności, kowalencyjne przy małej, a metaliczne przy niskiej średniej elektroujemności obu atomów. Każde wiązanie jest mieszanką sił, a dominujący typ zależy od tego, który charakter stanowi ponad 50% jego natury.
Chemia to subtelna gra sił, które balansują na granicy naszego pojmowania – między tym, co chcemy uchwycić w słowach, a tym, co po prostu jest. Cząsteczki i atomy nie znają naszych definicji, nie przejmują się naszymi schematami myślenia. Liczy się dla nich tylko harmonia, energia istnienia – nieustanny taniec przyciągania i odpychania. To zjawiska tak dynamiczne i złożone, że każda próba ich uchwycenia jest raczej sztuką poezyjnego opisu natury i obserwowanych zjawisk niż czystą nauką.
Na koniec pozwól, że zostawię Cię z pewną myślą: wiązania chemiczne to nie szufladki, nie definicje, nie szkolny porządek. To język – język materii, którym atomy opowiadają swoją historię. A my? My tylko próbujemy go zrozumieć.
A jeśli czujesz, że potrzebny Ci dobry tłumacz tego języka, to nasi nauczyciele są do Twojej dyspozycji – Kurs maturalny Chemia czeka w pogotowiu. Powodzenia w dalszej nauce!🧑🏼🔬👨🏼🔬🧪
