Atomy tworzą związki chemiczne, ponieważ dążą do obniżenia energii. Wszystkie atomy pierwiastków chemicznych charakteryzują się specyficznymi dla siebie konfiguracjami elektronowymi, które wpływają na ich tendencje do tworzenia związków chemicznych. Uznaje się, że najbardziej optymalną trwałą konfiguracją dla wszystkich pierwiastków jest konfiguracja najbliższego gazu szlachetnego (helowca). Otrzymanie takiej trwałej konfiguracji jest możliwe poprzez utworzenie wiązań jonowych, kowalencyjnychwiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (wiązanie atomowe niespolaryzowane)kowalencyjnych lub koordynacyjnych.

Wiązanie kowalencyjnewiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (wiązanie atomowe niespolaryzowane)Wiązanie kowalencyjne to takie, które powstaje w wyniku uwspólnienia elektronów między atomami. Atomy tworzące takie wiązanie mają identyczne lub dość podobne energie jonizacji i powinowactwa elektronów. Ich przykładem są dwa atomy wodoru tworzące cząsteczkę ${\text{H}}_2$, z czego każdy z nich ma po dwa stabilizujące go elektrony, co w rezultacie daje każdemu atomowi taką samą liczbę elektronów walencyjnych, jak gaz szlachetny $\text{He}$ (reguła dubletu elektronowego).

Ciekawostka

R1VnCqsjZyV7d1

Ilustracja przedstawia zdjęcie Linusa Paulinga. Mężczyzna jest ubrany w garnitur z krawatem. W rękach trzyma kilka splecionych sznurów.

Linus Pauling był uczonym, który otrzymał dwie niezależne Nagrody Nobla. Jedna z nich została mu przyznana w $1954$ r. za pracę nad naturą wiązań chemicznych, z kolei druga była pokojową Nagrodą Nobla i przyznana została w $1962$ r. za sprzeciw wobec broni masowego zniszczenia. Ponadto uczony ten zasłynął z opracowania wielu teorii naszego obecnego rozumienia chemii, w tym elektroujemności i struktur rezonansowychstruktury rezonansowestruktur rezonansowych. Był osobą niezwykle utalentowaną – swoimi badaniami nad anemią sierpowatą utorował drogę do rozwoju genetyki molekularnej. Mało tego – udowodnił, że opad promieniotwórczy stanowi zagrożenie dla zdrowia publicznego.

Jak powstają wiązania kowalencyjne niespolaryzowane?

Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowanewiązanie kowalencyjne niespolaryzowane (wiązanie atomowe niespolaryzowane)Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane powstaje pomiędzy atomami tego samego niemetalu, np. dla cząsteczki ${\text{H}}_2$, w której jest ono tworzone między atomami wodoru, wygląda to w następujący sposób.

R11tCDKcNRwne

Obrazek przedstawia wykres ilustrujący zmiany potencjalnej w rezultacie zmieniania się odległości między atomami w cząsteczce wodoru. Na osi $X$ znajduje się odległość między atomami wyrażona w pikometrach. Na osi pionowej znajduje się energia wyrażona w dżulach. Od $0$ do odległości siedemdziesiąt cztery setne pikometra krzywa maleje, a energia spada i osiąga wartość minus siedem i dwadzieścia cztery setne pomnożone przez dziesięć do potęgi minus dziewiętnastej dżula. Ten punkt stanowi minimum krzywej. Wraz ze wzrostem odległości między atomami energia znowu rośnie i jej wartość zbliża się do zera, co odpowiada oddalającym się od siebie atomom wodoru.

Jak pokazano na powyższym wykresie, początkowo dwa oddzielne atomy wodoru (skrajna prawa strona wykresu) zbliżają się do siebie (w lewo na wykresie), a ich orbitale walencyjne ($1s$)  zaczynają się nakładać. Następnie pojedyncze elektrony w każdym z atomów oddziałują z jądrami atomowymi i zajmują przestrzeń wokół obu atomów. Silne przyciąganie każdego z nich stabilizuje układ, a energia potencjalna maleje wraz ze spadkiem odległości miedzy atomami. Długość tego wiązania jest zależna od odległości, przy której osiągana jest najniższa możliwa energia potencjalna. Proces tworzenia wiązania jest procesem egzotermicznym, co oznacza, że w czasie jego powstawania uwalniana jest energia. Aby więc możliwe było zerwanie tego wiązania, należy wykonać pracę dla cząsteczki ${\text{H}}_2$, której wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane jest bardzo silne – musi wynosić $436 \mathrm{kJ}$ na $1 \mathrm{mol}$ cząsteczek wodoru.

R1RmWPp2wC2Vk

Ilustracja przedstawia rozkład gęstości elektronowej w cząsteczce wodoru. W rozciągniętym okręgu znajdują się dwa atomy wodoru pokazane w postaci kul leżących obok siebie. Kule są połączone ze sobą za pomocą wiązania pojedynczego, które ma postać poziomej kreski.

Przykład 1

Narysuj wzór elektronowy cząsteczki ${\text{O}}_2$

Konfiguracja elektronowa tlenu jest następująca:

$$\text{O}$$: $$\left[\text{He}\right]2s^{2}2p^4$$

Klatkowy zapis struktury powłoki walencyjnej tego atomu wygląda następująco:

ReYMITlYGVn14

Na ilustracji jest kwadrat, w którym znajdują się dwie strzałki leżące równolegle o grotach kierowanych przeciwnie. Podpis: $2s$. Po prawej stronie trzy połączone ze sobą kwadraty leżące obok siebie, poniżej podpis: $2p$. W pierwszym kwadracie znajdują się dwie strzałki leżące równolegle o grotach skierowanych przeciwnie. W drugim i trzecim kwadracie znajduje się po jednej strzałce skierowanej w górę.

Dwa orbitale $p$ mają niesparowane elektrony i tym samym mogą uwspólnić po jednym elektronie. Dlatego też wzór Lewisa dla cząsteczki ${\text{O}}_2$, wygląda następująco:

R12pz9B3VsoSp

Na obrazku znajduje się wzór Lewisa cząsteczki tlenu. Dwa atomy tlenu, między nimi dwie poziome kreski. Przy każdym z atomów tlenu znajdują się dwie kreski nietworzące wiązań.

Powyżej opisane wiązanie jest przykładem homoatomowego („czystego”) wiązania kowalencyjnego, zwanego wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym lub wiązaniem atomowych niespolaryzowanym. Oznacza to, że atomy je tworzące są identyczne, a chmura elektronowa symetrycznie otacza oba jądra atomowe.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Inny typ wiązania tworzy się, kiedy mamy do czynienia z atomami różnych pierwiastków o różnicy elektroujemności od $\mathrm{0,4}$ włącznie do $\mathrm{1,7}$. Wówczas mowa o wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanymwiązanie kowalencyjne spolaryzowane (wiązanie atomowe spolaryzowane)wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym. W tym przypadku elektrony wiążące są również uwspólnione, lecz są przyciągane mocniej do jednego z atomów w tym wiązaniu. To sprawia, że chmura elektronowa jest przesunięta w kierunku jądra tego atomu, który ma większą elektroujemność. Wtedy charakteryzuje się on częściowym ładunkiem ujemnym, podczas gdy drugi atom tworzący wiązanie cechuje się częściowym ładunkiem dodatnim. Przykładem takiego wiązania jest cząsteczka $\text{HCl}$, w której elektrony tworzące wiązanie są przesunięte  w stronę jądra atomu chloru. Zatem w cząsteczce chlorowodoru atom chloru posiada częściowy ładunek ujemny, a atom wodoru cząstkowy ładunek dodatni.

RB0di6OgZCwBW

Ilustracja przedstawiająca rozkład gęstości elektronowej w cząsteczce $\text{HCl}$. Na ilustracji jest zielona kulka przylegająca do mniejszej białej kulki. W środku każdej kulki jest czarna kropka. Wskazują lokalizację jąder wodoru i chloru w cząsteczce. Obok modelu jest sigma $+$ sigma minus.

Przykład 2

Narysuj wzór elektronowy cząsteczki $\text{HCl}$.

Konfiguracja elektronowa chloru jest następująca:

$$\text{Cl}$$: $$\left[\text{Ne}\right]3s^{2}3p^5$$

Klatkowy zapis struktury powłoki walencyjnej tego atomu wygląda następująco:

RTT8RG0zhuwzp

Na ilustracji jest kwadrat, w którym znajdują się dwie strzałki leżące równolegle o grotach kierowanych przeciwnie. Podpis: $3s$. Po prawej stronie trzy połączone ze sobą kwadraty leżące obok siebie, poniżej podpis: $3p$. W pierwszym i w drugim kwadracie znajdują się dwie strzałki leżące równolegle o grotach skierowanych przeciwnie. W trzecim kwadracie znajduje się jedna strzałka skierowana w górę.

Konfiguracja elektronowa wodoru jest następująca:

$$\text{H}$$: $$1s^1$$

Klatkowy zapis struktury powłoki walencyjnej tego atomu wygląda następująco:

R1Ciyb1hYBlN4

Na ilustracji jest kwadrat, w którym znajduje się jedna strzałka z grotem skierowanym w górę, poniżej podpis: $1s$.

Obydwa wolne orbitale w atomach mają po jednym niesparowanym elektronie. Orbitale atomów nakładają się na siebie i powstaje orbital cząsteczkowy. Dlatego wzór Lewisa dla cząsteczki $\text{HCl}$ wygląda następująco:

RhgxMYoaJ7WGX

Ilustracja przedstawia wzór strukturalny chlorowodoru. Atomy chloru i wodoru są połączone wiązaniem pojedynczym, pozioma kreska łącząca $\text{H}$ i $\text{Cl}$. Wokół chloru znajdują się trzy proste kreski symbolizujące sześć elektronów.

O tym, czy analizowane wiązanie jest polarne, czy też niepolarne, można dowiedzieć się z różnicy elektroujemności tych atomów. Elektroujemność jest miarą zdolności atomów do przyciągania uwspólnionych w wiązaniu elektronów, a jej wartość jest tym większa, im silniej atom przyciąga elektrony. W wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych, ten atom, w kierunku którego przesunięte są elektrony, jest bardziej elektroujemny.

Wartości elektroujemności zostały zaproponowane w $\text{XX}$ w. przez L. Paulinga. Ogólnie przyjmując, w układzie okresowym elektroujemność wzrasta od lewej do prawej i maleje w grupach.

I chociaż dla większości związków chemicznych przedstawione korelacje miedzy elektroujemnością a typem wiązania są słuszne, to należy pamiętać, że istnieją pewne wyjątki – $\text{HF}$ z różnicą elektroujemności równą $\mathrm{1,9}$ tworzy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, natomiast ${\text{MnI}}_2$ z różnicą $\mathrm{1,0}$ jest związkiem jonowym. Przy ustalaniu, jaki typ wiązania występuje w danym związku, należy zatem wziąć pod uwagę rodzaj atomów, ich położenie w układzie okresowym oraz mechanizm powstawania potencjalnego wiązania. Zatem wiązanie między dwoma niemetalami są kowalencyjne, a wiązanie metalu z niemetalem jest często wiązaniem jonowym.

Związki zawierające wiązania kowalencyjne mają ogólnie znacznie niższe temperatury topnienia i wrzenia niż związki jonowe. Większość związków kowalencyjnych to w temperaturze pokojowej ciecze lub gazy, które są elektrycznie obojętne.

Słownik

Bibliografia

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Chemia ogólna i nieorganiczna, Gdynia 2005.

Pirisi K., Nag L., Fekete Z., i in., Identification of the vibrational marker of tyrosine cation radical using ultrafast transient infrared spectroscopy of flavoprotein systems, „Photochemical&Photobiological Sciences” 2021, t. 20, s. 369‑378, online: https://openstax.org/books/chemistry-atoms-first-2e/pages/4-2-covalent-bonding, dostęp: 26.04.2021.