Celem tworzenia wiązań chemicznych przez atomy jest osiągnięcie najkorzystniejszej konfiguracji elektronowej.

Najlżejsze pierwiastki, takie jak wodór czy lit, zwykle dążą do osiągnięcia tzw. dubletu elektronowego, czyli do konfiguracji, w której posiadają tylko dwa elektrony na podpowłoce $1s$. W przypadku wodoru, wymaga to przyjęcia lub uwspólnienia jednego elektronu z innym atomem, a w przypadku litu – oddania jednego elektronu i przekształcenia się w kation litu ${\text{Li}}^{+}$.

Cięższe atomy osiągają trwałe konfiguracje zwykle poprzez zapełnienie zewnętrznej powłoki elektronowej $8$ elektronami, opisanymi orbitalami typu $s$ i $p$. Natomiast ze wzrostem liczby atomowej pojawiaja się kolejne odstępstwa i wyjątki od tej reguły. Do utworzenia wiązania chemicznego dochodzi, gdy energia powstałego związku jest niższa od sumy energii atomów tworzących dany związek. Dla przykładu: atom fluoru posiada siedem elektronów walencyjnych ($2s^{2}2p^5$), natomiast atom wodoru – tylko jeden ($1s^1$). W wyniku kombinacji liniowej orbitali $1s$ wodoru i $2p_x$ fluoru, powstają dwa orbitale molekularne – wiążący ($\sigma$, czyt. sigma) i niewiążący (${\sigma }^{*}$). Orbital $\sigma$ wiążący, na którym znajduje się para elektronów tworzących wiązanie, ma niższą energię niż orbitale pojedynczych atomów (wodoru i fluoru). Utworzenie takiego wiązania jest zatem korzystne energetycznie.

R1693B4biaYAg

Ilustracja przedstawia diagram poziomów energetycznych orbitali w cząsteczce fluorowodoru $\text{HF}$. W lewej części znajduje się pionowa strzałka skierowana do góry opisująca energię E, idąc w prawą stronę zostały przedstawione poziomy dla orbitali atomowych fluoru na środku dla orbitali powstałych w cząsteczce fluorowodoru i wreszcie po prawej stronie diagramu poziomy dla orbitali atomowych wodoru. Elektrony na schemacie symbolizowane są przez pionowo zlokalizowane strzałki, w przypadku pary elektronowej jedna ze strzałek skierowana jest do góry, a druga do dołu. Fluor posiada dwa elektrony na najniżej energetycznym orbitalu 2 s indeks dolny F koniec indeksu (znajdującym się najniżej na diagramie, na poziomej kresce rozrysowane są dwie strzałki, jak wspomniano pierwsza skierowana do góry, a druga do dołu). Na wyższym poziomie znajduje się pięć elektronów orbitalu 2 p indeks dolny F koniec indeksu. Dwa są sparowane i jeden niesparowany (przedstawiony na trzeciej z kolei poziomej kresce). Natomiast wodór posiada jeden niesparowany elektron na powłoce 1 s indeks dolny H koniec indeksu. Poziom energetyczny orbitalu 1 s wodoru jest wyżej energetyczny niż 2 p indeks dolny F koniec indeksu atomu fluoru. Poziomy energetyczne dla cząsteczki zostały rozrysowane poprzez poprowadzenie przerywanych linii od poziomu dla 2 p indeks dolny F koniec indeksu, w prawą stronę po skosie do góry i po skosie do dołu. Oraz poprowadzenie przerywanych linii od poziomu dla 1 s indeks dolny H koniec indeksu w lewą stronę po skosie do dołu i po skosie do góry. Przerywane linie od 2 p i 1 s łączą się na poziomach odpowiadających poziomom orbitali sigma, odpowiednio wiążącego sigma, niżej energetycznego i sigma z gwiazdką wyżej energetycznego, który to jest orbitalem antywiążącym. Poziomy energetyczne orbitali w cząsteczce fluorowodoru H F obsadzone są następująco: dwa elektronu na orbitalu 2 s fluoru, dwa elektrony na orbitalu wiążącym sigma indeks dolny H F koniec indeksu, dalej dwa elektrony na orbitalu 2 p y fluoru i dwa na 2 p z fluoru znajdującym się na tym samym poziomie energetycznym co 2 p indeks dolny F koniec indeksu. Następnie orbital sigma z gwiazdką indeks dolny H F koniec indeksu jest nieobsadzony. Przerwa energetyczna pomiędzy orbitalem 2 p fluoru a 1 s wodoru wynosi 3,8 elektronowolta.

Jeśli zapiszesz konfiguracje elektronowe atomów pierwiastków $18.$ grupy układu okresowego w stanie podstawowym, to z łatwością zauważysz, że spełniają one warunki, które kilka zdań wcześniej opisaliśmy jako warunki osiągniecia tzw. trwałej konfiguracji elektronowej. Hel bowiem posiada dwa elektrony na orbitalu $1s$, podczas gdy wszystkie pozostałe gazy szlachetne mają obsadzoną zewnętrzną powłokę elektronową – konkretnie orbitale typu $s$ i typu $p$ – $8$ elektronami. Zatem pierwiastki te nie mają potrzeby tworzenia wiązań chemicznych.

Wskazaliśmy, że podstawowym celem tworzenia wiązań jest osiągnięcie trwałej konfiguracji elektronowej, a atomy helowców osiągają opisane konfiguracje trwałe w stanie wolnym, bez tworzenia wiązań chemicznych. Potwierdzają to wysokie wartości pierwszej energii jonizacji, które dla helowców przyjmują wartości większe od $1 \frac{\text{MJ}}{\text{mol}}$, podczas gdy np. dla sodu, który chętnie oddaje elektron, energia ta przyjmuje wartość $\mathrm{4,96}·{10}^{-5} \frac{\text{J}}{\text{mol}}$.

Konfiguracja elektronowa oraz wartość $\text{I}$ energii jonizacji pierwiastków $18.$ grupy układu okresowego:

Indeks górny Źródło: Tabela wykonana na podstawie: Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010, s. 566. Indeks górny koniec^{Źródło: Tabela wykonana na podstawie: Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010, s. 566.}

Nie oznacza to, że helowce w ogóle nie tworzą związków chemicznych. Reaktywność tych pierwiastków zwiększa się w dół grupy. Związane jest to ze wzrostem odległości elektronów walencyjnych od jądra. Im dalej elektron walencyjny znajduje się od jądra, tym słabiej jest z nim związany (łatwiej go oderwać). W dół grupy maleje energia jonizacji tych pierwiastków.

Pierwszym otrzymanym związkiem ksenonu był heksafluoroplatynian ksenonu ${\text{XePtF}}_6$ – czerwonopomarańczowe ciało stałe zsyntetyzowane w $1962$ roku. Powstał w wyniku reakcji heksafluorku platyny z ksenonem w temperaturze pokojowej. Atom ksenonu posiada dostatecznie niską energię jonizacji, aby mógł oddawać elektrony atomom innych pierwiastków o silnej elektroujemnościelektroujemnośćelektroujemności (np. fluorowi). Ksenon jest helowcem o największej liczbie zsyntetyzowych związków.

To odkrycie przyczyniło się do rozpoczęcia prac nad syntezą innych związków helowców.

Ksenon w specjalnych warunkach (temperatura, ciśnienie) tworzy związki z fluorem oraz z tlenem, takie jak np.:

• difluorek ksenonu ${\text{XeF}}_2$ (fluorek ksenonu($\text{II}$));

• tetrafluorek ksenonu ${\text{XeF}}_4$ (fluorek ksenonu($\text{IV}$));

• heksafluorek ksenonu ${\text{XeF}}_6$ (fluorek ksenonu($\text{VI}$)) (otrzymany pod wyższymi ciśnieniami).

Tworzy także związki z tlenem, takie jak: tritlenek ksenonu ${\text{XeO}}_3$ (tlenek ksenonu($\text{VI}$), kwas ksenonowy ${\text{H}}_2{\text{XeO}}_4$.

Radon jest pierwiastkiem promieniotwórczym, dlatego badanie jego związków jest trudne. Znanych jest kilka jego związków, m.in. fluorki radonu: ${\text{RnF}}_2$, ${\text{RnF}}_4$, ${\text{RnF}}_6$, tritlenek radonu ${\text{RnO}}_3$.

Inne związki helowców (helu, neonu, argonu i kryptonu) również mogą istnieć jedynie w szczególnych warunkach. Na przykład fluorek kryptonu ${\text{KrF}}_2$ powstaje pod wysokim ciśnieniem. Innym związkiem kryptonu jest fluorowodorek kryptonu $\text{HKrF}$.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010.

Jones L., Atkins P., Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje, tłum. J. Kuryłowicz, Warszawa 2012.

Litwin M., Styska‑Wlazło S., Szymońska J., To jest chemia 1. Podręcznik dla liceum ogólnokształcącego i technikum. Zakres rozszerzony, Warszawa 2012.