Wiązania kowalencyjne
na przykładzie cząsteczek wodoru, chloru, tlenu i azotu
część 1 z 3

W klasie siódmej uczniowie szkoły podstawowej omawiają wewnętrzną budowę materii. Podstawa programowa dla tego zakresu wymaga od uczniów nie tylko zrozumienia czym jest wiązanie chemiczne, ale również znajomości wzorów sumarycznych i strukturalnych ośmiu konkretnych substancji, na przykładzie których uczeń powinien opisać powstawanie wiązania kowalencyjnego.

II. Wewnętrzna budowa materii. Uczeń:
(...)
10. na przykładzie cząsteczek H₂, Cl₂, N₂, CO₂, H₂O, HCl, NH₃, CH₄ opisuje powstawanie wiązań chemicznych; zapisuje wzory sumaryczne i strukturalne tych cząsteczek;
(...)

Dlaczego wśród tych ośmiu substancji nie ma cząsteczki tlenu – pierwiastka, dzięki któremu możemy oddychać i jednocześnie znakomitego przykładu prostej cząsteczki z wiązaniem podwójnym – wiedzą tylko urzędnicy odpowiedzialni za powstanie obecnie obowiązującej podstawy programowej. My tę cząsteczkę dołączamy do naszej listy, bo jej budowa stanowi logiczne uzupełnienie ciągu chlor – tlen – azot.

Omówimy budowę każdej z tych dziewięciu cząsteczek w sposób zrozumiały dla ucznia siódmej klasy szkoły podstawowej, który opanował już powłokową konfigurację elektronową pierwiastków.

Artykuł podzieliliśmy na trzy części. Dzisiaj – w części pierwszej – omówimy cząsteczki pierwiastków: wodoru, chloru, tlenu i azotu. Za jakiś czas ukaże się część druga z omówieniem cząsteczek tlenków: wody i dwutlenku węgla, a potem część trzecia z omówieniem cząsteczek wodorków niemetali: chlorowodoru, wody (ponownie), amoniaku i metanu.

Jak powstają wiązania kowalencyjne?

Siódmoklasiści z lekcji wiedzą, że elektrony w atomach rozkładają się pomiędzy powłoki. Rozkład taki nazywamy konfiguracją elektronową. Atomy wszystkich pierwiastków mają określone konfiguracje elektronowe. Zgodnie z podstawą programową uczeń szkoły podstawowej powinien umieć rozpisywać konfigurację pierwiastków o liczbie atomowej Z ⩽ 20.

Jednak większość atomów nie jest „zadowolona” ze swojej konfiguracji. Zazdrosnym okiem patrzą na atomy gazów szlachetnych, które – według nich – mają konfigurację idealną. Atom helu ma dwa elektrony na powłoce K (dublet elektronowy), a atomy pozostałych gazów szlachetnych mają po osiem elektronów odpowiednio na powłokach L (neon), M (argon) itd. Atomy pozostałych pierwiastków chętnie pozbędą się części elektronów lub zdobędą dodatkowe elektrony aby osiągnąć konfigurację najbliższego gazu szlachetnego.

Mogą to robić na różne sposoby. Część z nich uczniowie poznają jeszcze w szkole podstawowej, a inne dopiero w szkole średniej. Jednym ze sposobów na zdobycie dodatkowych elektronów jest uwspólnienie ich z innym atomem. Tak właśnie powstają wiązania kowalencyjne – najważniejszy i najczęstszy rodzaj wiązań w związkach chemicznych. Przy ich powstawaniu obowiązuje ważna zasada – każdy atom do wspólnej puli musi włożyć tyle samo elektronów, ile chce uzyskać od swojego sąsiada.

Jeżeli dwa atomy „złożą się” po jednym elektronie – powstała para elektronowa utworzy wiązanie kowalencyjne pojedyncze. Jeżeli „złożą się” po dwa elektrony – otrzymamy dwie pary elektronowe, które utworzą wiązanie podwójne. A jeżeli nastąpi „zrzutka” po trzy elektrony, to uzyskane trzy pary elektronowe utworzą wiązanie potrójne.

Oczywiście atomy mogą uwspólniać elektrony z więcej niż jednym sąsiadem. Wtedy powstają cząsteczki trzyatomowe i większe. Tak właśnie rodzi się ogromne bogactwo struktur chemicznych.

H₂, cząsteczka wodoru

Pojedynczy atom wodoru posiada tylko jeden elektron na powłoce K, co zapisujemy jako: K¹. Dwa atomy wodoru mogą uwspólnić swoje elektrony, dzięki czemu każdy z nich osiągnie dublet elektronowy (czyli konfigurację najbliższego gazu szlachetnego – helu). W ten sposób powstaje pojedyncze wiązanie H—H, a w konsekwencji dwuatomowa cząsteczka wodoru. Ponieważ wiązanie łączy identyczne atomy, to jest ono niespolaryzowane (elektrony nie są przesunięte w kierunku żadnego z atomów).

W temperaturze pokojowej wodór jest bezbarwnym i bezwonnym gazem. Czysty wodór pali się w tlenie jasnym płomieniem, jednak po wymieszaniu w odpowiednich proporcjach tworzy mieszaninę wybuchową.

Cl₂, cząsteczka chloru

Pojedynczy atom chloru posiada trzy powłoki elektronowe. Konfigurację elektronową atomu chloru zapisujemy następująco: K² L⁸ M⁷. Chlor posiada zatem siedem elektronów walencyjnych (*). Do oktetu elektronowego (czyli konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego – argonu) brakuje jednego elektronu. Atom chloru chętnie uwspólni jeden ze swoich elektronów w zamian za ten jeden dodatkowy elektron od drugiego atomu chloru. Po tej operacji każdy z nich osiąga trwałą konfigurację zwaną oktetem elektronowym. Tym sposobem powstaje cząsteczka chloru Cl—Cl z pojedynczym wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym.

W temperaturze pokojowej chlor jest żółtym gazem o ostrym zapachu. Jest bardzo aktywny chemicznie i między innymi dlatego jest silnie trujący.

O₂, cząsteczka tlenu

Konfiguracja elektronowa atomu tlenu wygląda następująco: K² L⁶. Tlen posiada więc sześć elektronów walencyjnych. Do oktetu elektronowego (czyli konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego – neonu) brakuje mu dwóch elektronów. Uwspólnia więc swoje dwa elektrony otrzymując drugie dwa od drugiego atomu tlenu. Oba atomy uzyskują dzięki temu pożądaną konfigurację. Uwspólnione cztery elektrony tworzą kowalencyjne wiązanie podwójne O=O. Wiązanie to jest oczywiście niespolaryzowane.

W temperaturze pokojowej tlen jest bezbarwnym i bezwonnym gazem. Stanowi on około jednej piątej ziemskiej atmosfery i jest niezbędny do oddychania dla ogromnej większości organizmów zamieszkujących Ziemię, w tym wszystkich zwierząt.

N₂, cząsteczka azotu

Atom azotu posiada pięć elektronów walencyjnych, a jego konfigurację zapisujemy jako: K² L⁵. Do oktetu elektronowego (czyli konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego – neonu) brakuje mu trzech elektronów. W zamian za te trzy elektrony atom azotu oferuje do wspólnej puli swoje trzy. W ten sposób pomiędzy dwoma atomami azotu uwspólnionych zostaje aż sześć elektronów, które tworzą potrójne wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane N≡N.

W temperaturze pokojowej azot jest bezbarwnym i bezwonnym gazem. Stanowi on główny składnik ziemskiej atmosfery, a dzięki temu, że jego potrójne wiązanie jest bardzo silne i trudno je rozerwać, to jest on bierny chemicznie.

Informacje dodatkowe

Aby zbudować wszystkie powyższe cząsteczki siódmoklasista powinien posiadać zestaw podstawowy (stuelementowy) do chemii nieorganicznej. Pamiętajmy, że aby ułożyć cząsteczkę azotu należy użyć krótkich rurek, łącząc tylko dwie zewnętrzne „nóżki” atomów.

Niedługo pojawią się kolejne części serii omawiającej powstawanie wiązań chemicznych na przykładzie prostych związków. Polub fanpejdż „Atomków” na Fejsbuku aby tego nie przegapić!

🧐 Zobacz też 🧐

Wszystkie artykuły cyklu o wiązaniach kowalencyjnych:

• Wiązania kowalencyjne – na przykładzie cząsteczek wodoru, chloru, tlenu i azotu (część 1 z 3) ← tu jesteś,
• Wiązania kowalencyjne – na przykładzie cząsteczek wody i dwutlenku węgla (część 2 z 3),
• Wiązania kowalencyjne – na przykładzie cząsteczek chlorowodoru, wody, amoniaku i metanu (część 3 z 3).

Łukasz Aranowski
17 stycznia 2024

____________
(*) Dla omawianych pierwiastków (Z ⩽ 20) elektronami walencyjnymi nazywamy elektrony na ostatniej powłoce.