Jak określić typ wiązania chemicznego w związkach chemicznych?

Typ wiązania chemicznego można określić, obliczając różnicę elektroujemności atomów tworzących wiązanie: ΔE = |E₂ − E₁|. W szkolnej klasyfikacji wynik wskazuje na wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane, kowalencyjne spolaryzowane albo jonowe.

Dlaczego atomy tworzą wiązania?

Wiązanie chemiczne powstaje wskutek oddziaływań elektronów walencyjnych atomów. Podczas tworzenia związku atomy mogą oddawać, przyjmować lub uwspólniać elektrony, dążąc do trwalszej konfiguracji elektronowej. Dla wielu pierwiastków oznacza to uzyskanie oktetu, czyli ośmiu elektronów na powłoce walencyjnej. W przypadku wodoru i helu znaczenie ma dublet, czyli dwa elektrony.

Przy określaniu rodzaju wiązania wykorzystuje się elektroujemność, czyli zdolność atomu do przyciągania wspólnej pary elektronowej. Wartości elektroujemności najczęściej odczytuje się ze skali Paulinga. Im większa różnica elektroujemności dwóch atomów, tym silniej para elektronowa jest przesunięta w stronę jednego z nich.

Jak obliczyć typ wiązania?

Procedura wymaga porównania elektroujemności obu pierwiastków. Należy postępować w trzech krokach:

1. Znajdź wartości elektroujemności obu pierwiastków w skali Paulinga.
2. Oblicz różnicę według wzoru ΔE = |E₂ − E₁|. Zastosowanie wartości bezwzględnej sprawia, że wynik nie zależy od kolejności zapisu pierwiastków.
3. Porównaj wynik z zakresami podanymi w tabeli i przypisz wiązaniu odpowiedni typ.

Granice 0,4 i 1,7 są umowne. Służą jako pomoc dydaktyczna, ponieważ rzeczywisty charakter wiązania zmienia się stopniowo. Z tego powodu niektóre wiązania mają jednocześnie częściowy charakter kowalencyjny i jonowy.

Czym różnią się wiązania jonowe i kowalencyjne?

Wiązanie jonowe powstaje najczęściej między metalem i niemetalem. Atom metalu oddaje elektrony i tworzy kation, a atom niemetalu przyjmuje elektrony, tworząc anion. Następnie jony o przeciwnych ładunkach przyciągają się elektrostatycznie. W takim przypadku nie mówi się o pojedynczych cząsteczkach, lecz o uporządkowanej sieci krystalicznej.

Przykładem jest chlorek sodu, NaCl. Sód tworzy jon Na⁺, a chlor jon Cl⁻. Duża różnica elektroujemności wskazuje na jonowy charakter wiązania. Podobnie klasyfikuje się wiązania w tlenkach metali, takich jak CaO, Al₂O₃ i K₂O.

Wiązanie kowalencyjne występuje najczęściej między niemetalami. Atomy nie przekazują całkowicie elektronów, lecz uwspólniają jedną lub kilka par elektronowych. Jeżeli oba atomy mają taką samą elektroujemność, wiązanie jest niespolaryzowane. Przykładem jest N₂, ponieważ oba atomy azotu przyciągają wspólną parę z taką samą siłą.

Gdy atomy różnych niemetali mają odmienne elektroujemności, para elektronowa przesuwa się w stronę atomu bardziej elektroujemnego. Powstają wtedy częściowe ładunki δ⁺ i δ⁻, a wiązanie określa się jako kowalencyjne spolaryzowane. Taką sytuację obserwuje się między innymi w HCl, CO₂ i SiO₂. Polaryzacja pojedynczych wiązań nie musi jednak oznaczać, że cała cząsteczka jest dipolem. W liniowej cząsteczce CO₂ momenty dipolowe dwóch wiązań znoszą się.

Przykłady obliczeń różnicy elektroujemności

Poniższe przykłady pokazują, jak zapisać obliczenie i przypisać typ wiązania:

• NaCl – ΔE = 3,0 − 0,9 = 2,1 → wiązanie jonowe.
• HCl – ΔE = 3,0 − 2,2 = 0,8 → wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
• N₂ – ΔE = 3,0 − 3,0 = 0 → wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane.
• CaO – ΔE = 3,5 − 1,0 = 2,5 → wiązanie jonowe.
• N₂O₃ – ΔE = 3,5 − 3,0 = 0,5 → wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
• P₄O₁₀ – ΔE = 3,5 − 2,1 = 1,4 → wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.
• Al₂O₃ – ΔE = 3,5 − 1,5 = 2,0 → wiązanie jonowe.
• SiO₂ – ΔE = 3,5 − 1,8 = 1,7 → wiązanie kowalencyjne spolaryzowane według przyjętej klasyfikacji.

Najpierw należy więc rozpoznać pierwiastki tworzące dane wiązanie, następnie odczytać ich elektroujemności i zastosować wartość bezwzględną w równaniu. Sam wynik ΔE jest bardzo pomocny, ale trzeba go interpretować razem z rodzajem pierwiastków. Wiązania metal–niemetal zwykle mają charakter jonowy, natomiast wiązania między niemetalami najczęściej są kowalencyjne.

Jak traktować wynik ΔE?

Różnica elektroujemności jest modelem uproszczonym. Nie wyznacza ostrej granicy między wiązaniem kowalencyjnym a jonowym, ponieważ rzeczywiste wiązania mogą mieć charakter pośredni. Dlatego wartości graniczne należy stosować zgodnie z przyjętą w zadaniu lub podręczniku klasyfikacją, a nie jako absolutne prawa chemii.

Do rozwiązania typowego zadania wystarczy zapamiętać wzór ΔE = |E₂ − E₁|, poprawnie odczytać wartości ze skali Paulinga i sprawdzić, w którym przedziale znajduje się wynik.