PChOl – Wewnętrzna budowa materii – cz. II

PChOl – Wewnętrzna budowa materii – cz. II

Oczywiście zapraszam najpierw do poprzedniej części : PChOl – wewnętrzna budowa materii – cz. I

  • 2.1  Budowa atomu
  • 2.2  Ustalanie liczby elektronów, protonów i neutronów na podstawie położenia w układzie okresowym pierwiastków
  • 2.3  Rozpisywanie konfiguracji elektronowej
  • 2.4  Wiązania chemiczne (jonowe i kowalencyjne)
  • 2.5  Prawo okresowości – co można odczytać z układu okresowego?
  • 2.6  Metale i niemetale – właściwości ogólne
  • 2.7  Izotopy i promieniotwórczość


2.4  Wiązania chemiczne :

Z poprzedniej części niezwykle istotna była informacja, że konfiguracja gazu szlachetnego jest wyjątkowo trwała, atom osiąga wtedy bowiem tzw. oktet elektronowy.

Dlaczego akurat ten oktet? Otóż na to pytanie ciężko odpowiedzieć, bo w rzeczywistości jest to jedynie teoria. Istnieje od niej wiele wyjątków, a będzie ich coraz więcej im bardziej ,,zaawansowanej” chemii będziemy się uczyć. Teraz nie będziemy o tych wyjątkach mówić, przy wiedzy licealnej coś tam się już pojawi, a na olimpiadzie jest to już ,,normalna sprawa”.

Zatem zaproponuję coś takiego. Wyobraź sobie, że to Ty jesteś atomem, a Twoje powłoki elektronowe to skarbonki. Naturalne jest zatem, że chcemy, aby skarbonki były maksymalnie wypełnione. I to jest esencją dążenia atomu do oktetu elektronowego.

Dlaczego atomy zatem w ogóle się ze sobą łączą? Zacznijmy od tego, że połączenie atomów nazywamy wiązaniem chemicznym. Istnieję różne rodzaje tego wiązania chemicznego i każde ma swoją nazwę, nadając przy tym powstałej cząsteczce odmienne właściwości.

To wiązanie będzie często powodowało, że atomy osiągną upragniony oktet elektronowy – dlatego atomy się ze sobą łączą.

Zaczniemy od wiązania jonowego. A najpierw od tego, czym właściwie jest jon? Pamiętacie z poprzedniego posta, że w atomie liczba elektronów = liczbie protonów , aby całkowity ładunek wynosił zero. Otóż jon, to zaburzenie tej równowagi, w efekcie czego powstaje jon dodatni (kation) lub ujemny (anion).

  • atom  \xrightarrow{dodanie \ e^{-}}   anion (z ładunkiem ujemnym)
    •  Cl  \xrightarrow{dodanie \ e^{-}}  Cl^{-}
    •  S  \xrightarrow{dodanie \ 2 e^{-}}  S^{2-}
  • atom  \xrightarrow{odejmowanie \ e^{-}}   kation (z ładunkiem dodatnim)
    •   Na  \xrightarrow{odejmowanie \ e^{-}}  Na^{+}
    •   Ca  \xrightarrow{odejmowanie \ 2e^{-}}  Ca^{2+}

[Teoretycznie oktet elektronowy można osiągnąć zawsze na dwa sposoby – albo dodać ileś elektronów, albo odjąć. Oczywiście zawsze łatwiej będzie np. dodać jeden elektron niż odjąć siedem].

Na pierwszy rzut oka (przynajmniej ja tak miałem, kiedy się tego uczyłem jeszcze w gimnazjum) może się wydawać dziwne, że DODAWANIE elektronów daje anion o ładunku UJEMNYM. Wszystko nabiera jednak sensu, jeśli potraktujemy elektron jak liczbę -1 , bo taki rzeczywiście niesie on ładunek. A przecież wynik przykładowego działania :  5 + (-1) = 4 , a nie 6.

Wyobraźmy sobie związek chemiczny, który składa się z sodu oraz chloru o wzorze chemicznym :  NaCl

Jakie będzie wiązanie chemiczne pomiędzy sodem a chlorem? Przeanalizujmy osobno każdy z atomów.

Sód ( _{11}Na )  ma 11 elektronów, leży w pierwszej grupie, zatem ma jeden elektron walencyjny, a jego konfiguracja elektronowa wygląda następująco :  K^{2} \ L^{8} \ M^{1}

  • atom sodu najchętniej pozbyłby (oddałby) się jednego elektronu – w ten sposób najszybciej uzyska oktet elektronowy (konfigurację gazu szlachetnego – neonu : Ne).

Chlor ( _{17}Cl )  ma 17 elektronów, leży w siedemnastej grupie, zatem ma siedem elektronów walencyjnych, a jego konfiguracja elektronowa wygląda następująco :  K^{2} \ L^{8} \ M^{7}

  • atom chloru najchętniej by przyjął jeden elektron – w ten sposób najszybciej uzyska oktet elektronowy (konfigurację gazu szlachetnego – argonu : Ar).

Mamy zatem bardzo korzystną sytuację. Za obopólną zgodą oba atomy utworzą związek, jednocześnie spełniając swoje marzenie i osiągając oktet elektronowy. Wystarczy, że sód odda swój elektron chlorowi i wszyscy będą szczęśliwi! 

  • Na \xrightarrow{odejmowanie \ 1e^{-}} Na^{+}
  •  Cl  \xrightarrow{dodanie \ e^{-}}  Cl^{-}

Pamiętamy, że plus (kation = jon dodatni = kation sodu) z minusem (anion = jon ujemny = anion chloru) się przyciągają i takie oddziaływanie nazywamy wiązaniem jonowym. 

Podobny obraz

Zobaczcie, że przy okazji można wysnuć pewien wniosek o danych atomach, zależnie od tego, gdzie w układzie okresowym się one znajdują.

Te ,,niebieskie pierwiastki” czyli metale, znajdujące się po lewej stronie układu okresowego (głownie pierwiastki z I oraz II grupy) będą tworzyły kationy (bo wystarczy, że oddadzą jeden lub dwa elektrony i już mają oktet), a na pewno nie będą chciały być anionami (bo musiałyby przyjąć aż 7 czy 6 elektronów).

Natomiast te ,,czerwone pierwiastki” czyli niemetale , znajdujące się po prawej stronie układu okresowego, będą tworzyły aniony (bo wystarczy, że przyjmą jeden czy dwa elektrony i już mają oktet), a na pewno nie będą kationami (bo musiałyby oddać bardzo dużo elektronów).

Teraz popatrzy na połączenie w związku chemicznym powstałym z połączenia sodu oraz siarki :  NaS

O sodzie już wszystko wiemy – chce on oddać jeden elektron. Przeanalizujmy zatem siarkę.

Siarka ( _{16}S )  ma 16 elektronów, leży w szesnastej grupie, zatem ma sześć elektronów walencyjnych, a jej konfiguracja elektronowa wygląda następująco :  K^{2} \ L^{8} \ M^{6}

  • atom siarki najchętniej by przyjął dwa elektrony – w ten sposób najszybciej uzyska oktet elektronowy (konfigurację gazu szlachetnego – argonu : Ar).

No więc mamy problem i nie możemy tego tak zostawić. Siarka zastrzega, że nie będzie wchodzić w żadne związki, jeśli nie osiągnie oktetu! Sód, postawiony pod ścianą, zaprasza w takim razie jeszcze jednego kolegę (a nawet brata bliźniaka) – kolejny atom sodu!

W takim razie, mamy łącznie dwa atomy sodu, każdy z nich odda po jednym elektronie walencyjnym atomowi siarki, a siarka zatem łącznie przyjmie do siebie dwa elektrony. Mamy sukces : wszędzie jest oktet! Czyli nie mogę zapisać tego związku jako  NaS , tylko muszę uwzględnić fakt, że z siarką połączyły się dwa atomy sodu :  Na_{2}S

Wiemy już jak powstanie wiązanie jonowe. Związki chemiczne, które trzymają się dzięki tym wiązaniom nazywamy substancjami (związkami) jonowymi.

Uwaga, to nie jest jednak tak proste! Czyli nie ma tak, że jest po prostu jeden atom sodu połączony z jednym atomem chloru (w naszym opracowanym już  NaCl )

Dla mnie była to jedna z szokujących wiadomości – zawsze myślałem, że mamy po prostu cząsteczkę  NaCl   i po prostu wiązanie między jednym atomem sodu a jednym atomem chloru, co można też przedstawić taką poziomą kreską :  Na-Cl   . Ale jest to nieprawidłowy zapis! 

Związki jonowe występują w postaci tak zwanych sieci krystalicznych! Sieć krystaliczna to dość skomplikowana struktura, która może przybierać różne kształty.

Sieć krystaliczną możemy przyrównać do mieszkania – każdy ma inne, mniej lub bardziej skomplikowane. Ale wszystkie mieszkania są złożone z pojedynczych cegieł, najprostszego, najmniejszego elementu, z którego zbudujemy dom. Ta cegła nazywałaby się komórką elementarną – najprostszym, najmniejszym fragmentem sieci krystalicznej, z której ułożymy całą tą sieć (wystarczy dokładać kolejne cegły = komórki elementarne).

Tak wygląda komórka elementarna dla  NaCl   :

Znalezione obrazy dla zapytania NaCl struktura

Cała sieć krystaliczna jest zbudowana z wielu takich komórek!


Jedziemy dalej! Co w przypadku takiej cząsteczki chloru :  Cl_{2} ? Tutaj nie może być tak, że jeden atom odda, a drugi przyjmie elektrony, bo atom chloru jako niemetal, chce TYLKO przyjąć elektron. Co teraz??? 

Jedynym wyjściem z tej sytuacji jest uwspólnienie (dzielenie się) elektronów i to jest istotą wiązania kowalencyjnego.

To wiązanie zaznacza się właśnie poziomą kreską, więc cząsteczkę chloru możemy zapisać jako  Cl-Cl   , co uwidacznia właśnie wiązanie kowalencyjne.

Znalezione obrazy dla zapytania Cl2 covalent bond

W przypadku cząsteczki wodoru (H_{2} ) mamy ciekawą sytuację, bo oczywiście wodór nie osiągnie oktetu elektronowego, bo brakuje mu do niego aż 7 elektronów. Dlatego, wodór zadowala się (dąży do)  dwoma elektronami – mówimy wtedy o dublecie elektronowym. 

Niestety nie ma tak łatwo, że istnieje po prostu wiązanie kowalencyjne. Otóż okazuje się, że są jego dwa rodzaje :

  • wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane
  • wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Podział ten moim zdaniem wykracza poza wiedzę 7 i 8 klasy podstawówki (chociaż widziałem ją ostatnio w podręczniku do siódmej klasy!), ale mimo to wytłumaczę to już teraz, w końcu i tak się ta wiedza przyda w liceum i potem na Olimpiadzie Chemicznej.


Zacznijmy od tego, że w cząsteczce chloru oraz wodoru, będziemy mieć wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane. Dzieje się tak, że oba atomy uczestniczące w tym wiązaniu są takie same – nie ma pomiędzy nimi różnic. 

Te różnice jednak mogą się pojawić w przypadku gdy te dwa atomy będą różne. Wtedy, te wspólne (uwspólnione) elektrony, które łączą oba atomy nie będą podzielone ,,po równo”. Jeden z atomów może silniej przyciągać do siebie elektrony. Sytuację to można porównać do przyciągania liny : 

Drużyna 1 kontra ….

Znalezione obrazy dla zapytania tug of war funny

Drużyna 2 :

Znalezione obrazy dla zapytania tug of war funny

A więc rezultat jest taki, że elektrony dłużej przebywają wokół jądra tego pierwiastka, który je silniej przyciąga. Pamiętamy, że dodawanie elektronów = ładunek ujemny. Zatem ten pierwiastek, który silniej przyciąga do siebie elektrony, ma częściowy ładunek ujemny. Kluczowe jest tutaj słowo ,,częściowy”. Bo nie jest to jon, gdzie nastąpiło stuprocentowe dodanie lub odjęcie elektronu. Tutaj oddaliśmy/przyjęliśmy elektron ,,tak trochę”.

Oczywiście na drugim końcu cząsteczki będziemy mieć sytuację odwrotną, elektrony od niego uciekają i pojawia się częściowy ładunek dodatni. 

Całkowity, sumaryczny, ładunek wynosi zatem dalej zero. Sytuację taką spotkamy w cząsteczce tzw. kwasu solnego o wzorze chemicznym  HCl   (połączenie wodoru z chlorem).

Atom chloru przyciąga do siebie silniej elektrony niż atom wodoru. Na atomie chloru mamy częściowy ładunek ujemny, natomiast na atomie wodoru jest częściowy ładunek dodatni. Mówiąc inaczej : chlor kradnie elektrony z wodoru, nie jest to równy podział! Obrazuje to poniższy rysunek :

Znalezione obrazy dla zapytania HCl bond

Symbole  \delta^{+}   oraz  \delta^{-}   oznaczają odpowiednio częściowy ładunek dodatni oraz ujemny. Strzałka na środku pokazuje kierunek ,,ruchu liny” czyli elektronów : atom chloru silniej przyciąga do siebie elektrony.

Takie cząsteczki, które mają krańcowe, przeciwne ładunki nazywamy dipolami. Inaczej też nazwiemy je cząsteczką polarną (spolaryzowaną).

  • polaryzacja – zjawisko wytwarzania dipoli. Fakt, że cząsteczka jest polarna lub niepolarna ma ogromne znaczenie! Cząsteczki dipolowe (polarne) mogą ,,sklejać się” w większe części (oddziaływują ze sobą).
    • najważniejszym przykładem dipola jest woda (H_{2}O ) . Woda tworzy właśnie takie ,,sklejki” czyli łączy się sama ze sobą (takie połączenia nazywamy asocjatami, a sam proces : asocjacją). Sprawia to, że woda ma wysoką temperaturę wrzenia : 100 stopni, natomiast gdyby nie tworzyła asocjatów, to wynosiłaby ona około 70 stopni!

Pozostaje jedno ważne pytanie : skąd będziemy wiedzieć kiedy powstanie wiązanie jonowe, a kiedy kowalencyjne!? Na szczęście istnieje pewien parametr, który nam w tym pomoże. Jest nim :

  • Elektroujemność (EN) – to jest ,,miłość (=chciwość!) danego pierwiastka do elektronów” czyli jak chętnie dany pierwiastek przyjmuje do siebie elektrony. Im większa elektroujemność tym pierwiastek chętniej do siebie przyciąga elektrony (to logiczne : elektrony są ujemne, więc im więcej ich będziemy mieć tym większą ,,ujemność” ma dany pierwiastek) i odwrotnie.

Pierwiastkiem o największej elektroujemności jest fluor (F). Warto to zapamiętać, bo widzimy, że fluor jest w prawym górnym rogu układu okresowego. To oznacza, że elektroujemność rośnie idąc w prawą stronę układu (np. tlen ma większą elektroujemność niż azot) oraz idąc w gorę układu (węgiel ma większą elektroujemność niż krzem).

Czyli taki fluor będzie chętnie przyjmował elektrony, a taki sód będzie chętnie je oddawał (co zresztą wynika również z dążenia do oktetu elektronów = konfiguracji gazu szlachetnego).

Zatem jak wynika z powyższego, określanie wartości elektroujemności może nam się przydać do oceny jakie wiązanie będzie w danym związku. Należy zapamiętać następujące wartości graniczne :

  • \Delta EN < 0,4   = wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane
  • \Delta EN > 0,4   ale  \Delta EN < 1,7  = wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
  • \Delta EN > 1,7   = wiązanie jonowe

Gdzie  \Delta EN   to różnica elektroujemności pomiędzy pierwiastkami (przy czym nie mnożymy tutaj przez nic tych wartości).

Tutaj wartości elektroujemności zebrane do tabeli (patrz też : link do tabeli z elektroujemnością) :

Znalezione obrazy dla zapytania wartosci elektroujemnosci

*wartości tych nie uczymy się na pamięć – są one ogólnodostępne w tabelach i będą również na sprawdzianach/maturze w szkole.

[Dodatkowy komentarz, dla dociekliwych] : w rzeczywistości nie ma czegoś takiego jak związek idealnie kowalencyjny czy idealnie jonowy. Ba! Nie ma nawet jednej tabeli z wartościami elektroujemności. Mamy skalę wg Paulinga, Alfreda-Rochowa czy Mullikena. To ukazuje nam, że to temat faktycznie rozległy i skomplikowany. Te wartości 0,4 czy 1,7 są jedynie wskazówkami czysto orientacyjnymi. Nam jednak one wystarczą.

Możemy teraz obliczyć różnicę elektroujemności w :

  • cząsteczce  NaCl   mamy :  \Delta EN = 3,16 - 0,93 = 2,23   => będzie wiązanie jonowe, bo  2,23 > 1,7
  • cząsteczce  HCl   mamy :  \Delta EN = 3,16 - 2,2 = 0,96   => będzie wiązanie kowalencyjne SPOLARYZOWANE  bo  0,4 < 0,96 < 1,7
  • cząsteczce  Cl_{2}   mamy :  \Delta EN = 3,16 - 3,16 = 0   => będzie wiązanie kowalencyjne NIEspolaryzowane, bo  0 < 0,4

I (prawie) na sam koniec – porównanie w tabeli związków o budowie jonowej i kowalencyjnej :

Właściwości Związki jonowe Związki kowalencyjne
Jaki mają stan skupienia w warunkach normalnych? W stanie stałym W stanie gazowym, ciekłym lub stałym
Wysokie czy niskie wartości temperatur topnienia i wrzenia? Wysokie Niskie
Rozpuszczalność w wodzie dobra dobra, jeśli jest wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, słaba jeśli jest w.kow. niespolaryzowane
Czy przewodzą ciepło? Tak Niektóre
Czy przewodzą prąd elektryczny? Tak, jeśli są rozpuszczone w wodzie lub stopione Większość nie przewodzi

Ostatnia sprawa – metody rysowania cząsteczek. W praktyce posługujemy się wzorem sumarycznym i elektronowym.

  • wzór sumaryczny – najprostszy wzór, w którym po prostu sumujemy liczbę każdego z atomów.
  • wzór elektronowy – uwzględnia się w nim zawsze tylko elektrony walencyjne! Dzieli się na :
    • wzór kropkowy – każda kropka oznacza jeden elektron. Po numerze grupy danego atomu, wiemy ile kropek przy nim narysować. Pamiętamy o tym, że wiązanie to dwa elektrony. Możliwe są również tzw. wiązania podwójne (2×2 = 4 elektrony) czy nawet potrójne (2×3 = 6 elektronów).
    • wzór kreskowy – można powiedzieć, że to uproszczony wzór kropkowy, bo tutaj panuje zasada, że jedna kreska = 2 elektrony, zatem mamy mniej rysowania. Zatem widząc kreskę pomiędzy wodorem a chlorem  H-Cl   musimy pamiętać, że składają się na nią dwa elektrony. Warto zwrócić jeszcze uwagę na jedną rzecz – te kreski, które nie są wiązaniami, a są narysowane wokół pierwiastka nazywamy wolną parą elektronową (wolną, bo nie uczestniczy w tworzeniu wiązania chemicznego). Taki wodór nie będzie miał wolnej pary elektronowej, a taki chlor ma ich aż trzy.

Znalezione obrazy dla zapytania wzory kropkowe i kreskowe

Leave a Reply