Wiązanie kowalencyjne i struktury Lewisa

W porównaniu z wiązaniami jonowymi, które wynikają z przenoszenia elektronów między atomami metalicznymi i niemetalicznymi, wiązania kowalencyjne wynikają z wzajemnego przyciągania się atomów do “wspólnej” pary elektronów. 

Wiązania kowalencyjne powstają między dwoma atomami, gdy oba mają podobne tendencje do przyciągania do siebie elektronów (tj. gdy oba atomy mają identyczne lub dość podobne energie jonizacji i powinowactwa elektronowe). 

Właściwości fizyczne związków kowalencyjnych

Związki zawierające wiązania kowalencyjne wykazują inne właściwości fizyczne niż związki jonowe. Ponieważ przyciąganie między cząsteczkami, które są elektrycznie obojętne, jest słabsze niż między jonami naładowanymi elektrycznie, związki kowalencyjne mają na ogół znacznie niższe temperatury topnienia i wrzenia niż związki jonowe. W rzeczywistości wiele związków kowalencyjnych jest cieczami lub gazami w temperaturze pokojowej, a w stanie stałym są one zwykle znacznie bardziej miękkie niż jonowe ciała stałe. Ponadto, podczas gdy związki jonowe są dobrymi przewodnikami elektryczności po rozpuszczeniu w wodzie, większość związków kowalencyjnych jest nierozpuszczalna w wodzie; Ponieważ są elektrycznie obojętne, są słabymi przewodnikami elektryczności w każdym stanie.

Tworzenie wiązań kowalencyjnych

Atomy niemetalu często tworzą wiązania kowalencyjne z innymi atomami niemetali. Na przykład cząsteczka wodoru H₂ zawiera wiązanie kowalencyjne między dwoma atomami wodoru. Dwa oddzielne atomy wodoru o określonej energii potencjalnej zbliżają się do siebie, ich orbitale walencyjne (1s) zaczynają się na siebie nakładać. Pojedyncze elektrony na każdym atomie wodoru oddziałują następnie z obydwoma jądrami atomowymi, zajmując przestrzeń wokół obu atomów. Silne przyciąganie każdego wspólnego elektronu do obu jąder stabilizuje układ, a energia potencjalna maleje wraz ze zmniejszaniem się odległości wiązania. Jeśli atomy nadal zbliżają się do siebie, ładunki dodatnie w dwóch jądrach zaczynają się odpychać, a energia potencjalna wzrasta. Długość wiązania zależy od odległości, przy której osiągana jest najniższa energia potencjalna.

Należy pamiętać, że energia musi zostać dodana do zerwania wiązań chemicznych (proces endotermiczny), podczas gdy tworzenie wiązań chemicznych uwalnia energię (proces egzotermiczny). W przypadku_H2 wiązanie kowalencyjne jest bardzo silne; należy dodać dużą ilość energii, 436 kJ, aby zerwać wiązania w jednym molu cząsteczek wodoru i spowodować rozdzielenie atomów:

I odwrotnie, ta sama ilość energii jest uwalniana, gdy jeden mol cząsteczek_H2 tworzy się z dwóch moli atomów H:

Struktury Lewisa

Symbole Lewisa mogą być używane do wskazania tworzenia wiązań kowalencyjnych, które są pokazane w strukturach Lewisa, rysunkach opisujących wiązania w cząsteczkach i jonach wieloatomowych. Na przykład, gdy dwa atomy chloru tworzą cząsteczkę chloru, mają jedną parę elektronów:

Struktura Lewisa wskazuje, że każdy atom Cl ma trzy pary elektronów, które nie są używane w wiązaniach (zwane samotnymi parami) i jedną wspólną parę elektronów (zapisaną między atomami). Kreska (lub linia) jest czasami używana do wskazania wspólnej pary elektronów:  Cl—Cl.

• Pojedyncza wspólna para elektronów nazywana jest pojedynczym wiązaniem. Każdy atom Cl oddziałuje z ośmioma elektronami walencyjnymi: sześcioma w samotnych parach i dwoma w pojedynczym wiązaniu.
• Jednak para atomów może potrzebować więcej niż jednej pary elektronów, aby osiągnąć wymagany oktet. Wiązanie podwójne powstaje, gdy dwie pary elektronów są dzielone przez parę atomów, jak między atomami węgla i tlenu w_CH2O(formaldehyd) i między dwoma atomami węgla w_C2H4(etylen). 
  
• Wiązanie potrójne powstaje, gdy trzy pary elektronów są wspólne dla pary atomów, jak w tlenku węgla (CO) i jonie cyjankowym (CN–).
  

Układ okresowy pierwiastków można wykorzystać do przewidywania liczby elektronów walencyjnych w atomie oraz liczby wiązań, które zostaną utworzone, aby osiągnąć oktet. Pierwiastki z grupy 18, takie jak argon i hel, mają wypełnioną konfigurację elektronową, a zatem rzadko uczestniczą w wiązaniach chemicznych. Jednak atomy z grupy 17, takie jak brom czy jod, potrzebują tylko jednego elektronu, aby osiągnąć oktet. Stąd atomy należące do grupy 17 mogą tworzyć pojedyncze wiązanie kowalencyjne. Atomy z grupy 16 potrzebują 2 elektronów, aby osiągnąć oktet;  stąd mogą tworzyć dwa wiązania kowalencyjne. Podobnie węgiel należący do grupy 14 potrzebuje 4 dodatkowych elektronów, aby osiągnąć oktet;  W ten sposób węgiel może tworzyć cztery wiązania kowalencyjne. 

Ten tekst jest adaptacją Openstax, Chemia 2e, Sekcja 7.2: Wiązania kowalencyjne i Openstax, Chemia 2e, Sekcja 7.3: Symbole i struktury Lewisa.