1.4 : Wiązania chemiczne

Atomy biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych, aby uzyskać kompletną konfigurację elektronów powłoki walencyjnej podobną do najbliższej mu pod względem liczby atomowej gazu szlachetnego. Wiązania jonowe, kowalencyjne i metaliczne to tylko niektóre z ważnych typów wiązań chemicznych. Energia wiązania i jego długość określają siłę wiązania chemicznego.

Rodzaje wiązań chemicznych

Wiązanie jonowe powstaje w wyniku przyciągania elektrostatycznego pomiędzy kationami i anionami. Często jony powstają w wyniku przeniesienia elektronów z jednego uczestniczącego atomu na drugi. Wiązania te nie mają jednak określonej kierunkowości, ponieważ elektrostatyczna siła przyciągania rozkłada się równomiernie w całej przestrzeni trójwymiarowej.

Wiązanie kowalencyjne to wiązanie chemiczne utworzone przez współdzielenie par elektronów pomiędzy sąsiadującymi atomami. Wspólna para elektronów nazywana jest parą wiążącą. Wiązania kowalencyjne mają charakter kierunkowy.

Wiązanie metaliczne powstaje pomiędzy dwoma atomami metalu. Model gazu elektronowego opisano w „modelu Morza Diraca”. Bazując na niskich energiach jonizacji metali, model stwierdza, że atomy metali łatwo tracą swoje elektrony walencyjne i stają się kationami. Te elektrony walencyjne tworzą pulę zdelokalizowanych elektronów otaczających kationy w całym metalu.

Energia wiązania i długość wiązania

Siłę wiązania kowalencyjnego mierzy się energią potrzebną do jego rozerwania, czyli energią niezbędną do oddzielenia związanych atomów. Oddzielenie dowolnej pary związanych atomów wymaga energii. Im silniejsze wiązanie, tym większa energia potrzebna do jego rozerwania.

Energia wymagana do rozerwania określonego wiązania kowalencyjnego w jednym molu cząsteczek gazowych nazywana jest energią wiązania lub energią dysocjacji wiązania. Energię wiązania cząsteczki dwuatomowej definiuje się jako standardową zmianę entalpii reakcji endotermicznej. Cząsteczki z trzema lub więcej atomami mają dwa lub więcej wiązań. Suma energii wszystkich wiązań w takiej cząsteczce jest równa standardowej zmianie entalpii dla reakcji endotermicznej, która rozrywa wszystkie wiązania w cząsteczce.

Siła wiązania między dwoma atomami wzrasta wraz ze wzrostem liczby par elektronów w wiązaniu. Ogólnie rzecz biorąc, im większa liczba wiązań między dwoma atomami, tym krótsza długość wiązania i większa siła wiązania. Zatem wiązania potrójne są silniejsze i krótsze niż wiązania podwójne między tymi samymi dwoma atomami; podobnie wiązania podwójne są silniejsze i krótsze niż wiązania pojedyncze pomiędzy tymi samymi dwoma atomami. Kiedy jeden atom wiąże się z różnymi atomami w grupie, siła wiązania zwykle maleje w miarę przesuwania się w dół grupy.

Ten tekst jest adaptacją Openstax, Chemistry 2e, Section 7.1: Ionic Bonding, Openstax, Section 7.2: Covalent Bonding, Section 10.5: The Solid State of Matter, and Section 7.5. Bond Strength: Covalent Bonds.