wiązanie chemiczne
 
Encyklopedia PWN
wiązanie chemiczne,
oddziaływanie między atomami lub grupami atomów prowadzące do utworzenia bardziej złożonego układu, np. cząsteczki, kryształu (szkło kryształowe);
wiązania chemiczne charakteryzują: kierunkowość, decydująca o geometrii cząsteczki, i rząd wiązania, z którym wiąże się trwałość wiązania chemicznego. Wiązanie chemiczne ma charakter elektronowy, tzn. powstaje dzięki elektronom, głównie elektronom najbardziej zewnętrznych powłok elektronowych atomu, zwanych elektronami walencyjnymi, a jego istotą jest prowadząca do obniżenia energii całego układu zmiana rozkładu elektronowego w stosunku do rozkładu tego ładunku w izolowanych podukładach (np. atomach). Różnicę między sumą energii izolowanych atomów tworzących cząsteczkę a minimalną energią potencjalną cząsteczki nazywa się energią wiązania (zwykle od kilkuset do kilku tysięcy kJ/mol). Odpowiadającą tej energii odległość między jądrami atomowymi w cząsteczce nazywa się długością wiązania.
W 1916 wprowadzono koncepcję wiązania jonowego (W. Kossel) i wiązania atomowego (G.N. Lewis). Według koncepcji Kossela wiązanie jonowe (heteropolarne, elektrowalencyjne) tworzy się wskutek elektrostatycznego przyciągania się układów o różnoimiennych ładunkach elektrycznych; powstaje między 2 atomami, z których jeden — atom A — łatwo oddaje, a drugi — atom B — łatwo przyłącza elektrony (odznacza się dużą elektroujemnością); elektron z powłoki walencyjnej atomu A przechodzi wówczas na powłokę walencyjną atomu B, w wyniku czego powstaje kation A+ i anion B; przyciąganie się tych jonów powoduje powstanie wiązania jonowego. Wiązanie atomowe (homopolarne, kowalencyjne) między 2 atomami powstaje dzięki „uwspólnieniu” 2 elektronów, z których każdy pochodzi od innego atomu; para elektronów należy w jednakowym stopniu do obu atomów (oba atomy wykazują identyczną lub zbliżoną elektroujemność). Z dobrym przybliżeniem jako wiązania jonowe można traktować wiązania w cząsteczkach halogenków litowców, np. chlorku sodu (NaCl), a jako wiązania atomowe — wiązania w dwuatomowych cząsteczkach pierwiastków, np. wodoru (H2). W zasadzie wszystkie wiązania kowalencyjne między różnymi atomami mają częściowo charakter jonowy, są wiązaniami spolaryzowanymi, gdyż para tworzących je elektronów jest częściowo przesunięta w stronę atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Wyodrębnia się wiązanie koordynacyjne, występujące w związkach koordynacyjnych (kompleksach); jest to wiązanie wyróżniające się tym, że tworzy je para elektronów pochodzących od jednego atomu (zwanego donorem) mającego zapełnione powłoki elektronowe i wiążącego się z drugim atomem (akceptorem) o niezapełnionej powłoce elektronowej. Szczególny typ wiązania występuje w kryształach metali. Wiązanie metaliczne charakteryzuje występowanie w ciele stałym swobodnie poruszających się, zdelokalizowanych elektronów walencyjnych tworzących tzw. gaz elektronowy. W gazie elektronowym jest zanurzona sieć jonów dodatnich utworzonych przez atomy, które utraciły swoje elektrony walencyjne (np. sieć jonów Na+ w krysztale metalicznego sodu Na). Istotę wiązania metalicznego stanowi zatem elektrostatyczne przyciąganie między dodatnimi jonami a gazem elektronowym wypełniającym przestrzeń międzyjonową.
Według klasycznego podejścia tworzenie się wiązania chemicznego jest wynikiem dążności każdego z atomów do osiągnięcia szczególnie trwałego dubletu lub oktetu elektronowego w powłokach walencyjnych. Wyjaśnienie istoty wiązania chemicznego stało się możliwe dopiero na gruncie mechaniki kwantowej, rozpatrującej cząsteczkę jako układ elektronów znajdujących się w polu jąder. Podstawową metodą stosowaną obecnie w kwantowej teorii wiązania chemicznego jest metoda orbitali molekularnych, według której stan elektronów związanych jednocześnie z 2 jądrami A i B (tworzących wiązanie chemiczne w cząsteczce AB) jest opisany funkcją falową Ψ, zwaną orbitalem molekularnym, będącą kombinacją liniową orbitali atomowych opisujących te elektrony w macierzystych atomach: Ψ = cAΨA ± cBΨB; współczynniki cA i cB są tak dobrane, by orbital molekularny stanowił najlepsze rozwiązanie równania Schrödingera dla cząsteczki (był orbitalem o najniższej energii). Elektrony orbitali molekularnych są opisywane (tak, jak elektrony orbitali atomowych) odpowiednimi liczbami kwantowymi, i obsadzają orbitale zgodnie z zasadą Pauliego. Kierunkowość i symetria orbitali molekularnych są konsekwencją kierunkowości i symetrii orbitali atomowych. Kombinacje liniowe tworzy się tylko z orbitali atomowych o zbliżonych energiach i jednakowej symetrii względem osi łączącej jądra; im pełniejsze przenikanie (nakładanie) się orbitali atomowych, tym większy efekt wiążący (słabo nakładające się orbitale wewnętrznych powłok atomów nie biorą udziału w tworzeniu wiązania chemicznego). Kombinacja liniowa 2 orbitali atomowych prowadzi do 2 orbitali molekularnych o różnych energiach. Orbital molekularny, którego energia jest mniejsza od energii każdego z orbitali atomowych, jest zwany orbitalem wiążącym, ten zaś o energii większej — orbitalem antywiążącym. Przejście elektronów z orbitali izolowanych atomów na orbital molekularny wiążący jest energetycznie korzystne i tym efektem tłumaczy się trwałość cząsteczki. Wiązanie chemiczne jest tym silniejsze, im większa jest gęstość elektronowa w przestrzeni międzyjądrowej — w przypadku orbitali wiążących jest ona wystarczająco duża, by pokonać siłę wzajemnego odpychania jąder.
Jeśli orbital molekularny oblicza się jako wynik kombinacji liniowej (odpowiednich) orbitali atomowych wszystkich atomów, to otrzymuje się tzw. orbital zdelokalizowany (wielocentrowy) obejmujący całą cząsteczkę (wiązanie chemiczne zdelokalizowane); jeśli do kombinacji użyje się funkcji opisujących elektrony tworzące wiązanie chemiczne między 2 konkretnymi atomami, rozwiązaniem będzie orbital zlokalizowany (wiązanie chemiczne zlokalizowane). W zależności od symetrii orbitali molekularnych rozróżnia się wiązania σ i π; orbital molekularny symetryczny względem obrotów wokół osi wiązania nazywa się orbitalem σ, a opisywane nim wiązanie — wiązaniem σ; orbital molekularny antysymetryczny względem odbicia w płaszczyźnie przechodzącej przez oś wiązania jest nazywany orbitalem π i wiązanie — wiązaniem π (orbitale antywiążące oznacza się odpowiednio σ* i π*). Dwa elektrony tworzą wiązanie pojedyncze; wiązanie utworzone przez więcej elektronów jest wiązaniem wielokrotnym: podwójnym (4 elektrony) bądź potrójnym (6 elektronów); w przypadku uwspólnienia 1 elektronu powstaje wiązanie połówkowe. Wiązanie pojedyncze jest zawsze wiązaniem σ. Typowe wiązanie σ występuje w cząsteczce wodoru (H2): 2 elektrony obsadzają orbital wiążący σ — w wyniku bardzo dobrego nakładania się orbitali atomowych (1s) o identycznej energii powstaje silne wiązanie chemiczne (duża gęstość elektronowa w przestrzeni między jądrami); konfigurację elektronową tej cząsteczki zapisuje się: (σ1s)2. W cząsteczkach, w których elektrony walencyjne muszą obsadzać także orbitale antywiążące, o sile wiązania decyduje efekt wypadkowy; np. atomy helu (każdy znich ma 2 elektrony) nie tworzą cząsteczki, gdyż 4 elektrony musiałyby obsadzać orbital wiążący i antywiążący, prowadząc do układu o energii większej niż energia izolowanych atomów. W cząsteczce azotu (N2) przeważa efekt wiążący 3 par elektronów; konfiguracja elektronowa: (σ2s)2 (σ*2s)2 (π2px)2 (π2py)2 (σ2pz)2 — 3 pary elektronów opisywanych orbitalami wiążącymi tworzą wiązanie potrójne: 2 wiązania o symetrii π i jedno — o symetrii σ. Wiązanie między atomami węgla w cząsteczce etenu (etylenu) jest przykładem wiązania podwójnego składającego się z wiązania σ i wiązania π. Jeśli w cząsteczce występują na przemian wiązania pojedyncze (σ) i podwójne (σ i π), to orbitale π są zdelokalizowane i obejmują cały układ opisywanych wiązań. Wszystkie wiązania takiego układu mają wówczas charakter pośredni między wiązaniami pojedynczymi i podwójnymi (np. w cząsteczce benzenu, butadienu).
Przeglądaj encyklopedię
Przeglądaj tabele i zestawienia
Przeglądaj ilustracje i multimedia