Chemia Organiczna OnLine

1.1.2. Teoria Lewisa powstawania wiązań - wiązanie kowalencyjne.

W przypadku gdy spotkają się dwa atomy o porównywalnej elektroujemności, lub wręcz identycznej (np. takie same atomy), trudno jest wymagać by jeden z nich zabrał drugiemu elektron. Muszą one sobie radzić w inny sposób. Każdy z nich chce osiągnąć oktet elektronów. Jedynym wyjściem będzie gdy każdy atom “wypożyczy” swój elektron drugiemu atomowi. Mówimy, że uwspólniają one swoje elektrony (oczywiście uwspólniają ich tyle ile potrzeba) tak, by ten drugi atom uzyskał oktet elektronów, czyli uzyskał konfigurację najbliższego gazu szlachetnego. Oczywiście w rachunkach te elektrony (uwspólnione) należy liczyć podwójnie: raz że należą do jednego atomu, a drugi raz do drugiego atomu.

Rysowanie tego typu modeli jest niepotrzebną stratą czasu i bezcelowe. Prościej jest zamiast modeli atomów pisać symbole pierwiastków. Nie musimy też brać pod uwagę elektronów z powłok wewnętrznych, a jedynie z najbardziej zewnętrznej powłoki – elektrony walencyjne. Takie przedstawienie wzoru cząsteczki nosi nazwę wzoru elektronowego Lewisa:

W celu dalszego uproszczenia, parę elektronów wiążących zastępuje się kreską: , a dość często każdą parę elektronów zastępuje się kreską: .
Te wzory z parą elektronów wiążących w postaci kreski są najczęściej stosowane i noszą nazwę wzorów strukturalnych Lewisa.

W początkowym etapie nauki chemii powinniśmy zawsze rysować wzory w postaci wzorów Lewisa, a nie wzorów kreskowych dlatego, że w przeciwieństwie do tych ostatnich, pozwalają one na przewidywanie właściwości chemicznych i fizycznych związków.

Pomiędzy atomami może utworzyć się nie tylko wiązanie pojedyncze, ale również podwójne lub potrójne:

Zauważmy, że aby mogło powstać wiązanaie podwójne lub potrójne atomy muszą się do siebie bardziej zbliżyć, zatem wiązania te są krótsze od wiązań pojedynczych. Jeżeli wiązania powstają pomiędzy identycznymi atomami noszą nazwę wiązań kowalencyjnych atomowych, lub kowalencyjnych homoatomowych.

Wiązania kowalencyjne mogą również powstać pomiędzy atomami o różnej, lecz zbliżonej elektroujemności. Noszą one wtedy nazwę wiązań kowalencyjnych spolaryzowanych, lub wiązań kowalencyjnych heteroatomowych

We wzorach Lewisa fundamentalną zasadą jest, że każdy atom, o ile to możliwe, musi mieć oktet elektronów. Jednakże struktury w których jakiś atom ma więcej niż 8 elektronów są również możliwe, np. dla PCl5, SF6. Reguła oktetu musi być ściśle przestrzegana dla pierwiastków II okresu, nie mogą one posiadać więcej niż 8 elektronów na ostatniej powłoce. Struktury w których pierwiastki II okresu posiadają więcej niż 8 elektronów są niemożliwe. Spowodowane jest to tym, że pierwiastki te nie posiadają niskoenergetycznych orbitali d, na których mogłyby pomieścić nadmiarowe elektrony.

	Wzór strukturalny kwasu azotowego(V) niepoprawny. Azot jest pierwiastkiem II okresu i nie może posiadać 10 elektronów.
	Wzór kwasu siarkowego(VI) mimo, że atom siarki posiada 12 elektronów jest poprawny. Siarka jest pierwiastkiem III okresu, dysponuje niskoenergetycznymi orbitalami d, w związku z tym może nadmiarowe elektrony pomieścić na tych orbitalach.

Jaki jest więc poprawny wzór strukturalny kwasu azotowego(V), czy można zapisać wzór kwasu siarkowego(VI) zgodnie wymogami stawianymi dla wzorów Lewisa?

W tym celu zapiszmy jeszcze raz atomy wraz ze swoimi elektronami walencyjnymi.

	połączmy elektrony w pary, by utworzyć wiązania i by każdy atom posiadał oktet (oprócz atomu wodoru )		zauważmy, że dwa atomy tlenu, azot posiadają już oktet (atom wodou dublet) elektronów, są więc "szczęśliwe". pozostał jeden atom tlenu z 6 elektronami.
	jeżeli atom azotu uwspólni z atomem tlenu swoje dwa elektrony, pomiędzy atomem azotu a tlenu powstanie wiązanie. Atom azotu nadal będzie miał oktet elektronów, ale oktet uzyska też atom tlenu. Tego typu wiązanie nosi nazwę wiązania koordynacyjnego, donorowo-akceptorowego, lub semipolarnego. Oznacza się je za pomocą strzałki skierowanej od donora do akceptora.

Tego typu wiązanie sugeruje, że w cząsteczce kwasu azotowego(V) istnieją trzy różne wiązania N-O. Jedno pojedyncze, jedno podwójne oraz jedno semipolarne. Czy w istocie tak jest? Rozpatrzmy jeszcze raz tworzenie się cząsteczki kwasu azotowego(V) na modelu, a na koniec zabierzmy jon wodorowy od cząsteczki kwasu azotowego(V) i utwórzmy jon azotanowy(V):

Czy teraz patrząc na końcowy wzór możemy stwierdzić, które wiązanie N-O powstało w wyniku uwspólnienia dwóch elektronów pochodzących od atomu azotu (wiązanie semipolarne)? Czy może każdy atom dostarczył po jednym elektronie „do wspólnego użytku” i powstało wiązanie kowalencyjne.
Rozpatrzmy jeszcze jeden przykład, a mianowicie jon amoniowy NH₄⁺. Utworzenie tego jonu możemy sobie wyobrazić na dwa sposoby:

• Jednodotatni jon azotu i cztery atomy wodoru tworzą wiązania kowalencyjne poprzez uwspólnienie elektronów:

W powstałej w ten sposób cząsteczce jonu amoniowego istnieją cztery jednakowe wiązania kowalencyjne.

• Do cząsteczki amoniaku zbliża się jon wodorowy (nie posiada elektronów, a chce mieć podobnie jak hel, dwa elektrony). Aby powstało wiązanie między atomem azotu i jonem wodorowym, atom azotu musi uwspólnić swoją parę elektronów z jonem wodorowym:

Więc jak to jest z jonem amoniowym? Istnieją dwa różne jony amoniowe (w zależności od sposobu powatawania, co sprzeczne jest z podstawowym prawem chemii), czy jeden? Odpowiedź jest prosta: wiązanie semipolarne powstaje w inny sposób niż wiązanie kowalencyjne, ale po utworzeniu (po powstaniu) niczym nie różni się od wiązania kowalencyjnego. Jeżeli niczym nie różni się od wiązania kowalencyjnego, to można je zapisać w identyczny sposób jak wiązanie kowalencyjne. Inaczej mówiąc wiązanie semipolarne po utworzeniu staje się wiązaniem kowalencyjnym.