Definicje: Wiązania chemiczne

Kationy i aniony

• kation — jon dodatni, powstaje, gdy atom oddaje elektrony (np. $\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{e}^-$),
• anion — jon ujemny, powstaje, gdy atom przyłącza elektrony (np. $\text{Cl} + \text{e}^- \rightarrow \text{Cl}^-$).

Metale zwykle tworzą kationy, a niemetale — aniony. Jony różnoimienne przyciągają się, tworząc związki jonowe.

Ustalanie wzoru (reguła krzyżowa)

Wartościowość jednego pierwiastka staje się indeksem drugiego (i odwrotnie), a wynik upraszczamy. Przykład — tlenek glinu (Al: III, O: II):

$\overset{\text{III}}{\text{Al}}\ \overset{\text{II}}{\text{O}} \rightarrow \text{Al}_2\text{O}_3$

Sprawdzanie

Iloczyn wartościowości i liczby atomów musi być równy dla obu pierwiastków (tu: $2\cdot 3 = 3\cdot 2$).

Wiązanie jonowe

Powstaje między metalem a niemetalem. Metal oddaje elektrony (tworzy kation), niemetal je przyjmuje (tworzy anion). Jony przyciągają się. Przykład: $\text{NaCl}$.

Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Powstaje między niemetalami przez uwspólnienie par elektronowych. Przykłady: $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{H}_2\text{O}$.

Typy hybrydyzacji

• $sp^3$ — 4 orbitale, kształt tetraedryczny, kąt $109{,}5^\circ$ (np. $\text{CH}_4$),
• $sp^2$ — 3 orbitale, kształt trójkątny płaski, kąt $120^\circ$ (np. $\text{BF}_3$),
• $sp$ — 2 orbitale, kształt liniowy, kąt $180^\circ$ (np. $\text{CO}_2$).

Wpływ wolnych par (VSEPR)

Wolne pary elektronowe też zajmują miejsce i „ściskają" kąty. Dlatego mimo hybrydyzacji $sp^3$ atomu centralnego:

• woda $\text{H}_2\text{O}$ (2 wolne pary) — kształt kątowy (~$104{,}5^\circ$),
• amoniak $\text{NH}_3$ (1 wolna para) — kształt piramidy (~$107^\circ$).

Rodzaje sił van der Waalsa

• Siły dyspersyjne (Londona) — działają między wszystkimi cząsteczkami; wynikają z chwilowych, indukowanych dipoli. Rosną wraz z masą (liczbą elektronów) cząsteczki.
• Oddziaływania dipol–dipol — między cząsteczkami polarnymi (trwałymi dipolami), które ustawiają się biegunami różnoimiennymi ku sobie.

Wpływ na właściwości

Im silniejsze oddziaływania międzycząsteczkowe, tym wyższa temperatura wrzenia. Dlatego w grupie fluorowcowodorów (bez wiązań wodorowych) temperatura wrzenia rośnie wraz z masą cząsteczki: $\text{HCl} \lt \text{HBr} \lt \text{HI}$ (rosnące siły dyspersyjne).

Warunek powstania

Potrzebne są dwa elementy:

• atom H spolaryzowany dodatnio ($\text{H}^{\delta+}$) — związany z F, O lub N,
• atom z wolną parą elektronową (F, O, N) w drugiej cząsteczce.

Zapis: $\text{X}\!-\!\text{H} \cdots \text{Y}$ (kropki oznaczają wiązanie wodorowe).

Skutki wiązań wodorowych

• Wysokie temperatury wrzenia wody, HF i amoniaku (anomalnie wysokie na tle grup),
• anomalia gęstości wody — lód jest mniej gęsty od wody (pływa), bo sieć wiązań wodorowych jest „luźna",
• rola w przyrodzie: łączą nici DNA, warunkują strukturę białek.

Jak powstaje (na przykładzie NaCl)

• sód oddaje elektron: $\text{Na} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{e}^-$ (uzyskuje konfigurację neonu),
• chlor przyłącza elektron: $\text{Cl} + \text{e}^- \rightarrow \text{Cl}^-$ (uzyskuje konfigurację argonu),
• jony $\text{Na}^+$ i $\text{Cl}^-$ przyciągają się, budując regularną sieć jonową.

Właściwości związków jonowych

• wysokie temperatury topnienia i wrzenia,
• w stanie stałym nie przewodzą prądu, ale przewodzą po stopieniu lub rozpuszczeniu w wodzie,
• twarde, ale kruche; dobrze rozpuszczalne w wodzie (wiele z nich).

Donor i akceptor

• Donor — atom z wolną parą elektronową (np. N w amoniaku, O w wodzie),
• Akceptor — atom lub jon z wolnym orbitalem (np. $\text{H}^+$).

Po utworzeniu wiązanie koordynacyjne niczym nie różni się od zwykłego kowalencyjnego — wszystkie wiązania stają się równocenne.

Typowe przykłady

• Jon amonowy $\text{NH}_4^+$: amoniak $\text{NH}_3$ (donor, wolna para na N) + $\text{H}^+$ (akceptor),
• Jon oksoniowy $\text{H}_3\text{O}^+$: woda (donor) + $\text{H}^+$ (akceptor).

Wspólne pary elektronowe

Każdy atom dostarcza po jednym elektronie do wspólnej pary. Liczba wspólnych par to krotność wiązania:

• pojedyncze — 1 wspólna para, np. $\text{H}_2$, $\text{Cl}_2$,
• podwójne — 2 wspólne pary, np. $\text{O}_2$,
• potrójne — 3 wspólne pary, np. $\text{N}_2$.

Wzory Lewisa

Kreska oznacza wspólną parę (wiązanie), kropki — wolne pary elektronowe. Np. $\text{H}\!-\!\text{H}$, $\;:\!\text{N}\!\equiv\!\text{N}\!:$. Atomy dążą do uzyskania oktetu (dubletu dla wodoru).

Ładunki cząstkowe i dipol

Przesunięcie pary powoduje, że na bardziej elektroujemnym atomie pojawia się cząstkowy ładunek ujemny $\delta^-$, a na drugim cząstkowy dodatni $\delta^+$. Cząsteczka (lub wiązanie) staje się dipolem — ma dwa bieguny ładunku.

Przykłady: $\text{HCl}$ ($\text{H}^{\delta+}\!-\!\text{Cl}^{\delta-}$), wiązania O–H w wodzie.

Miejsce w skali wiązań

Wiązanie spolaryzowane jest „pośrednie" między czysto kowalencyjnym a jonowym. Im większa różnica elektroujemności, tym silniejsza polaryzacja i tym bliżej charakteru jonowego.

Model „gazu elektronowego"

Swobodne elektrony nie należą do konkretnego atomu — poruszają się po całym krysztale, „spajając" kationy. To one odpowiadają za charakterystyczne właściwości metali.

Właściwości metali — skąd wynikają

• przewodnictwo elektryczne i cieplne — ruchliwe elektrony przenoszą ładunek i energię,
• kowalność i ciągliwość — warstwy rdzeni mogą się przesuwać bez zrywania wiązania (elektrony „dopływają" wszędzie),
• połysk metaliczny — elektrony odbijają światło,
• zwykle wysokie temperatury topnienia.