Cząsteczki i związki jonowe

Atomy są najmniejszymi składnikami materii, które wykazują podstawowe właściwości chemiczne pierwiastków. Jednak większość badań chemicznych dotyczy tego, co się stanie, kiedy atomy jednego pierwiastka łączą się z atomami innego pierwiastka, tworząc związek chemiczny. W związku chemicznym atomy różnych pierwiastków są powiązane wiązaniami. Struktura atomu utrzymuje się dzięki oddziaływaniom elektrostatycznym pomiędzy dodatnio naładowanym jądrem a otaczającymi je ujemnie naładowanymi elektronami. Podobnie wiązania chemiczne utrzymują się dzięki oddziaływaniom elektrostatycznym, czego przykładem są dwa główne typy wiązań chemicznych: kowalencyjne i jonowe. W wiązaniach kowalencyjnych dwa atomy współdzielą parę elektronów. W wiązaniach jonowych elektrony są całkowicie podzielone pomiędzy jony. Zajmijmy się szczegółowo tymi wiązaniami.

O wiązaniu kowalencyjnym mówimy, kiedy dwa atomy współdzielą w porównywalnym stopniu parę elektronów. Stabilność takiego wiązania wynika z elektrostatycznego przyciągania pomiędzy dodatnio naładowanymi jądrami atomowymi i ujemnie naładowanymi elektronami pomiędzy nimi.

Atomy połączone wiązaniem kowalencyjnym nazywamy cząsteczkami. Można zatem powiedzieć, że cząsteczka jest podstawową jednostką związku kowalencyjnego. Jest wiele sposobów przedstawiania cząsteczek.

We wzorach chemicznych, zwanych też wzorami cząsteczkowymi, wskazujemy symbole pierwiastków z układu okresowego oraz ilości atomów danego pierwiastka w cząsteczce jakiegoś związku. Na przykład cząsteczka amoniaku zawiera 1 atom azotu i 3 atomy wodoru, co zapisujemy: NH$_\purpleC{3}$start subscript, start color #aa87ff, 3, end color #aa87ff, end subscript. Dla porównania, cząsteczka hydrazyny zawiera 2 atomy azotu i 4 atomy wodoru: N$_\blueD{2}$start subscript, start color #11accd, 2, end color #11accd, end subscriptH$_\redD{4}$start subscript, start color #e84d39, 4, end color #e84d39, end subscript.

Sprawdzenie: Wzór chemiczny kwasu octowego, głównego składnika octu stołowego zapisujemy jako: C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript. Ile atomów tlenu zawiera cząsteczka kwasu octowego?

Czasem jednak wzory cząsteczek można zapisać inaczej. Na przykład, wzór C$_2$start subscript, 2, end subscriptH$_4$start subscript, 4, end subscriptO$_2$start subscript, 2, end subscript, przedstawia ilości poszczególnych atomów w cząsteczce kwasu octowego. Jednak jeśli chcemy przedstawić strukturę cząsteczki, możemy zapisać wzór tej cząsteczki w formie skróconego wzoru strukturalnego: CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH. Ilość atomów się zgadza, ale widzimy także jak atomy są w cząsteczce pogrupowane. Wzór CH$_3$start subscript, 3, end subscriptCOOH jest połączeniem wzoru chemicznego i strukturalnego, o czym za chwilę.

Odczytując wzór chemiczny możemy dowiedzieć się ile atomów poszczególnych pierwiastków wchodzi w skład cząsteczki jakiegoś związku. Wzór strukturalny przedstawia ponadto w jaki sposób atomy są ułożone względem siebie. We wzorze strukturalnym rysujemy wiązania kowalencyjne pomiędzy atomami. Wcześniej zapisaliśmy wzór amoniaku jako: NH$_3$start subscript, 3, end subscript. Spójrzmy więc na wzór strukturalny amoniaku:

We wzorach strukturalnych widzimy, że centralny atom azotu jest powiązany z każdym z 3 otaczających go atomów wodoru wiązaniem kowalencyjnym. Pamiętając, że atomy i cząsteczki, jak wszystko we wszechświecie, istnieje w 3 wymiarach długości, szerokości i głębokości. We wzorze strukturalnym z lewej strony, widzimy 2-wymiarowe przybliżenie tej cząsteczki. W dokładniejszym wzorze strukturalnym po prawej przerywaną linią przedstawiono, że jeden z atomów wodoru jest z tyłu, a klin wskazuje atom wodoru znajdujący się z przodu. Dwie kropki nad atomem azotu przedstawiają wolną parę elektronów, które nie uczestniczą w żadnym wiązaniu kowalencyjnym. W dalszej części tego artykułu omówimy znaczenie tych wolnych elektronów. By lepiej zilustrować przestrzenną strukturę cząsteczki amoniaku, możliwe są także modele przestrzenne, lub modele kulkowe, na przykład:

Obraz po lewej stronie przedstawia model przestrzenny cząsteczki amoniaku. Atom azotu przedstawiono jako większą, centralną sferę, a 3 atomy wodoru jako mniejsze białe sfery po bokach, podobne do trójnoga. Kształt tej cząsteczki przypomina zatem piramidę z atomem azotu na wierzchołku i trójkątną podstawą z atomów wodoru. Taki kształt cząsteczki nazywamy trójkątną piramidą. W modelu przestrzennym widzimy więc dodatkowo względne różnice wielkości atomów wchodzących w skład danej cząsteczki - atomy azotu większe od atomów wodoru.

Obraz po prawej stronie przedstawia model kulkowy cząsteczki amoniaku. Jak widać kulki przedstawiają atomy, a pręty wiązania kowalencyjne pomiędzy atomami. W takim modelu widoczne są właśnie wiązania kowalencyjne, które dodatkowo dają obraz geometrycznej struktury całej cząsteczki.

Zrozumiawszy wiązania kowalencyjne, możemy rozważyć inny typ wiązań chemicznych — wiązania jonowe. W przeciwieństwie do wiązań kowalencyjnych, w których pary elektronów są współdzielone pomiędzy atomami, wiązania jonowe powstają, gdy 2 przeciwnie naładowane jony przyciągają się nawzajem. By lepiej to zilustrować, trzeba najpierw zbadać strukturę i mechanizm tworzenia jonów.

Przypomnijmy, że obojętne atomy mają taką samą liczbę protonów i elektronów, co powoduje, że dodatni ładunek protonów w jądrze atomu jest równoważony przez chmurę ujemnych ładunków elektronów, zatem cały atom ma ładunek zerowy.

Jednak, jeśli atom zyskuje lub traci elektrony, równowaga między protonami a elektronami zostaje zaburzona, a atom zmienia się w jon - naładowaną cząsteczkę. Spójrzmy co się dzieje, kiedy obojętny atom straci elektron:

Na diagramie powyżej widzimy, że obojętny atom sodu, Na, traci elektron. Wynikiem czego jest jon Na$^+$start superscript, plus, end superscript, posiadający 11 protonów, ale jedynie 10 elektronów. Dlatego powstały jon sodu ma ładunek 1+ zatem jest KATIONEM - jonem naładowanym dodatnio.

Teraz przyjrzymy się powstawaniu ANIONÓW - jonów naładowanych ujemnie.

Na tym diagramie widzimy proces przeciwny, do tego, który widzieliśmy w przypadku atomu sodu. Teraz obserwujemy atom chloru, Cl, który zyskuje elektron, w wyniku czego powstaje jon chloru Cl$^-$start superscript, minus, end superscript, który ma 17 dodatnich protonów i aż 18 ujemnych elektronów. Ujemnie naładowany jon nazywamy ANIONEM.

Uwaga: Kiedy obojętne atomy zyskują elektrony, w wyniku czego powstają aniony, zwykle zyskują także w nazwie przyrostek -ek. np. Cl$^-$start superscript, minus, end superscript to chlorek, Br$^-$start superscript, minus, end superscript - bromek, O$^{2-}$start superscript, 2, minus, end superscript - tlenek, N$^{3-}$start superscript, 3, minus, end superscript - azotek.

W ostatnim rozdziale rozpatrzyliśmy z osobna to jak sód może utracić elektron, aby utworzyć kation Na$^+$start superscript, plus, end superscript i jak chlor może przyjąć elektron, aby utworzyć anion Cl$^-$start superscript, minus, end superscript. Jednakże, w rzeczywistości proces ten może zachodzić w jednym etapie, gdy sód oddaje swój elektron chlorowi! Można to zobrazować w sposób przedstawiony poniżej:

Tutaj możemy zobaczyć jak elektron jest przenoszony od sodu do chloru, by utworzyć jony Na$^+$start superscript, plus, end superscript and Cl$^-$start superscript, minus, end superscript. Gdy jony te powstaną, występują między nimi silne oddziaływania elektrostatyczne, które prowadzą do wytworzenia wiązania jonowego. Możemy zauważyć, że główną cechą odróżniającą wiązania jonowe od wiązań kowalencyjnych jest to, że w wiązaniach jonowych elektrony są w całości przekazane, natomiast w wiązaniach kowalencyjnych elektrony są uwspólnione.

Uwaga: W rzeczywistości wiązania kowalentne i jonowe są różnymi przejawami tego samego zjawiska. Można wyobrazić sobie czysto jonowe wiązanie jako uwspólnienie nierównych ilości elektronów, a czysto kowalentne wiązanie jako uwspólnienie dokładnie równej ilości elektronów. W rzeczywistości jednak większość wiązań chemicznych leży gdzieś pomiędzy tymi dwoma rodzajami wiązań.

Teraz spróbujemy przedstawić wiązania jonowe na rysunku. Znów weźmy dla przykładu najbardziej znany związek jonowy - chlorek sodu, znany lepiej jako sól kuchenna. Pojedyncze wiązanie jonowe w cząsteczce chlorku sodu można przedstawić następująco:

Dodatnio naładowany kation sodu i ujemnie naładowany anion chloru przyciągają się na skutek przyciągania elektrostatycznego. Ponieważ nie zachodzi wymiana elektronów, nie przedstawiamy takiego wiązania jonowego linią, jak to rysowaliśmy w przypadku wiązania kowalentnego. Wskazujemy tylko, że zachodzi oddziaływanie przyciągania pomiędzy przeciwnymi ładunkami obu jonów.

Powyższy schemat jest jednak tylko modelem. W naturze, cząsteczki chlorku sodu nie występują jako pojedyncze kationy sodu przyciągane przez pojedyncze aniony chloru. Gdybyśmy użyli mikroskopu, aby zbadać sól kuchenną na poziomie pojedynczych atomów, zobaczylibyśmy strukturę zbliżoną do tej przedstawionej poniżej:

Na tym diagramie widzimy, że jony Na$^ +$start superscript, plus, end superscript i Cl$^-$start superscript, minus, end superscript naturalnie układają się obok siebie w przestrzeni na skutek wzajemnego przyciągania pomiędzy nimi. Jony utrzymują się dzięki bardzo silnemu wiązaniu jonowemu. Taką strukturę nazywamy strukturą krystaliczną. Chlorek sodu, jak większość związków jonowych tworzy kryształy. O innych typach ciał stałych dowiesz się więcej na kolejnych lekcjach.

Poznaliśmy podstawy wiązań kowalentnych i jonowych, czas zatem przedstawić różnice pomiędzy nimi. Wiemy, że grupę atomów połączonych wiązaniem kowalencyjnym nazywamy cząsteczką. Należy podkreślić, że słowo "cząsteczka" powinniśmy używać tylko w odniesieniu do związków kowalencyjnych. W związku jonowym, jak w przykładowej soli kuchennej, nie istnieją pojedyncze cząsteczki chlorku sodu, ponieważ w rzeczywistości chlorek sodu składa się z wielu jonów sodu i chloru połączonych w jednej strukturze krystalicznej - jak to przedstawiono na powyższym diagramie. Pojedynczego układu jonów NaCl, nie nazywamy więc cząsteczką, ale "jednostką formalną". Pamiętaj jednak, że pojedyncze jednostki formalne nie występują w naturze, w przeciwieństwie do pojedynczych cząsteczek. Jednostki formalne stosowane są tylko dla ułatwienia zapisu.

Sprawdzenie: Jaki rodzaj związku składa się z cząsteczek - jonowy, czy kowalencyjny?

Wszystkie wiązania chemiczne istnieją dzięki przyciąganiu elektrostatycznemu. Kiedy atomy łączą się poprzez wiązania chemiczne tworzą związki - unikalne struktury złożone z dwóch lub więcej atomów. Podstawowy skład związku chemicznego wskazujemy używając wzoru chemicznego. We wzorach chemicznych używamy symboli z układu okresowego aby wskazać atomy poszczególnych pierwiastków wchodzących w skład danego związku chemicznego. Indeksem ilościowym wskazujemy ilość atomów poszczególnych pierwiastków w danej cząsteczce.

Związki mogą być kowalencyjne lub jonowe. W związkach kowalencyjnych atomy tworzą wiązania kowalencyjne przez uwspólnienie pary elektronów przez dwa atomy. Przykładem związku kowalencyjnego jest amoniak, którego wzór chemiczny to NH$_3$start subscript, 3, end subscript, który wskazuje, że w pojedynczej cząsteczce amoniaku występuje jeden atom azotu i trzy atomy wodoru, które dzielą się swoimi elektronami. Strukturę cząsteczki związku kowalencyjnego można przedstawić modelem przestrzennym lub modelem kulkowym.

W związkach jonowych, elektrony są przeniesione z jednego atomu do drugiego i w ten sposób powstają kation - jon dodatnio naładowany - i anion - jon ujemnie naładowany. Silne oddziaływanie/przyciąganie elektrostatyczne pomiędzy kationami i anionami nazywamy wiązaniem jonowym. Najpospolitszym przykładem związku jonowego jest chlorek sodu, znany jako sól kuchenna. W przeciwieństwie do związków kowalencyjnych, nie istnieją cząsteczki związków jonowych. W naturze związki jonowe nie występują jako pojedyncze jednostki, ale tworzą struktury krystaliczne złożone wielu jonów Na$^+$start superscript, plus, end superscript i Cl$^-$start superscript, minus, end superscript ułożonych naprzemiennie w przestrzeni. Wzór chemiczny NaCl wskazuje jedynie poglądową jednostkę formalną takiego związku.