Wiązania chemiczne
Wiązanie chemiczne jest problemem energetycznym. Jądra i elektrony układają się tak, aby łączne przyciągania i odpychania dawały stan o niższej energii. Nazwy „jonowe”, „kowalencyjne” i „metaliczne” są użytecznymi modelami rozkładu elektronów, a nie trzema niezależnymi siłami.
Różnica elektroujemności
Minimum energii definiuje trwałą odległość
Gdy dwa atomy są daleko, oddziałują słabo. Podczas zbliżania przyciąganie jąder do elektronów może obniżać energię, ale przy bardzo małej odległości gwałtownie rosną odpychania jądro–jądro i elektron–elektron.
Długość równowagowa leży w minimum krzywej energii potencjalnej. Zerwanie wiązania wymaga dostarczenia energii, ponieważ układ trzeba wyprowadzić z tego minimum. Długość i energia wiązania są więc powiązane, lecz nie są tą samą wielkością.
Wiązanie jonowe jest zjawiskiem sieciowym
W kryształach jonowych nie istnieje zwykle jedna odizolowana „cząsteczka NaCl”. Kationy i aniony tworzą rozległą sieć, której stabilność wynika z sumy oddziaływań elektrostatycznych wielu sąsiadów.
Przeniesienie elektronu między izolowanymi atomami może samo w sobie kosztować energię. Powstanie trwałego kryształu trzeba oceniać wraz z energią jonizacji, powinowactwem elektronowym i dużą energią stabilizacji sieci.
Wiązanie kowalencyjne oznacza wspólną gęstość elektronową
W wiązaniu kowalencyjnym elektrony zajmują stany obejmujące więcej niż jedno jądro. Para Lewisa jest bardzo użytecznym obrazem księgowym, lecz rzeczywista gęstość elektronowa wynika z funkcji falowej całej cząsteczki.
Większy rząd wiązania często wiąże się z krótszym i mocniejszym wiązaniem, np. w szeregu C–C, C=C, C≡C. To trend, nie proste uniwersalne równanie, ponieważ środowisko chemiczne również zmienia energię.
Elektroujemność opisuje polaryzację, nie sztywną granicę
Jeśli dwa atomy różnią się elektroujemnością, wspólna gęstość jest przesunięta ku bardziej elektroujemnemu atomowi. Powstają ładunki częściowe i moment dipolowy wiązania.
Nie ma jednej fundamentalnej wartości Δχ, która nagle zmienia wiązanie kowalencyjne w jonowe. Charakter wiązania tworzy kontinuum, a w ciele stałym ważna jest cała struktura elektronowa, nie tylko różnica dwóch liczb z tabeli.
Modele Lewisa i oktetu mają granice
Struktury Lewisa dobrze pokazują elektrony walencyjne, pary samotne i formalne ładunki. Rezonans przypomina, że kilka rysunków może reprezentować jeden zdelokalizowany stan, a nie szybko przełączające się cząsteczki.
Reguła oktetu zawodzi dla cząsteczek z nieparzystą liczbą elektronów, związków elektronowo deficytowych i wielu związków pierwiastków trzeciego okresu oraz metali przejściowych. Model trzeba dobierać do pytania.
Przykłady rozwiązane
HCl
Cl przyciąga wspólną gęstość silniej niż H, dlatego wiązanie H–Cl jest polarne.
Rozwiązanie
C=C a C–C
Większy rząd wiązania zwykle daje krótsze i mocniejsze wiązanie między tymi samymi atomami.
Rozwiązanie
NaCl w krysztale
Stabilność wynika z całej sieci jonowej, nie z traktowania soli jak pojedynczej pary Na⁺–Cl⁻.
Rozwiązanie