úvod
Neón v reklamných trubiciach svieti roky a nereaguje takmer s ničím. Kúsok sodíka hodený do vody sa rozbehne po hladine, syčí a môže aj vybuchnúť. Chlór je jedovatý plyn, ktorý reaguje s väčšinou kovov. Prečo sa niektoré prvky spájajú s inými tak ochotne a iné vôbec? Odpoveď sa skrýva v elektrónoch na povrchu atómu. Atómy sa spájajú do molekúl a kryštálov chemickou väzbou a tá vzniká vždy z elektrónov vo vonkajšej vrstve. V tejto lekcii zistíš, koľko takých elektrónov atóm má, čo je oktetové pravidlo a ako si atómy elektróny navzájom požičiavajú.
teória
Valenčné elektróny
Elektróny v obale atómu sú usporiadané do vrstiev, ako vieš z lekcie Elektrónový obal atómu. Pri chemických reakciách sa uplatnia len elektróny vo vonkajšej vrstve. Volajú sa valenčné elektróny. Ich počet zistíš z periodickej tabuľky. Prvky jednej skupiny majú rovnaký počet valenčných elektrónov, a preto sa správajú podobne:
| skupina | príklad | valenčné elektróny | čo s nimi atóm najčastejšie robí |
|---|---|---|---|
| 1 | sodík Na | 1 | odovzdá ho, vznikne Na⁺ |
| 2 | horčík Mg | 2 | odovzdá ich, vznikne Mg²⁺ |
| 13 | hliník Al | 3 | odovzdá ich, vznikne Al³⁺ |
| 14 | uhlík C | 4 | delí sa o ne, tvorí 4 väzby |
| 15 | dusík N | 5 | delí sa o 3 z nich alebo prijme 3 elektróny |
| 16 | kyslík O | 6 | delí sa o 2 z nich alebo prijme 2 elektróny |
| 17 | chlór Cl | 7 | delí sa o 1 z nich alebo prijme 1 elektrón |
| 18 | neón Ne | 8 | nereaguje |
Hélium je výnimka: má len dva elektróny, ktoré zapĺňajú jeho jedinú vrstvu K. Ako sa počet valenčných elektrónov určí zo skupiny, ukazuje aj lekcia Určenie skupiny a periódy.
teória
Oktetové pravidlo
Vzácne plyny majú vo vonkajšej vrstve osem elektrónov, hélium dva. Takéto usporiadanie je mimoriadne stále, preto vzácne plyny takmer nereagujú. Ostatné atómy sa pri reakciách snažia dosiahnuť rovnaké usporiadanie elektrónov ako najbližší vzácny plyn. Tomu sa hovorí oktetové pravidlo (pravidlo oktetu), podľa latinského octo, osem. Pri vodíku a lítiu stačia dva elektróny ako pri héliu, hovorí sa tomu duet.
Oktet môže atóm dosiahnuť tromi spôsobmi:
- odovzdá valenčné elektróny a stane sa katiónom. Sodík odovzdá jeden elektrón a katión Na⁺ má usporiadanie neónu,
- prijme elektróny a stane sa aniónom. Chlór prijme jeden elektrón a anión Cl⁻ má usporiadanie argónu,
- zdieľa elektróny s iným atómom. Dva atómy sa o elektróny podelia a oba ich počítajú do svojho oktetu.
Prvé dva spôsoby poznáš z lekcie Od prvku k zlúčenine a podrobne ich opisuje lekcia Iónová väzba. Ako ochotne odovzdávajú elektrón alkalické kovy, uvidíš v pokusoch Lítium s vodou, Sodík s vodou a Draslík s vodou. Čím je valenčný elektrón ďalej od jadra, tým ľahšie ho atóm odovzdá a tým prudšie kov reaguje.
teória
Atómy sa môžu o elektróny deliť
Dva atómy vodíka majú každý len jeden elektrón. Keď sa k sebe priblížia, ich elektróny vytvoria spoločný elektrónový pár, ktorý patrí obom atómom naraz. Obe jadrá ho priťahujú, a tak držia pri sebe. Vznikne molekula H₂ a každý vodík má okolo seba dva elektróny ako hélium. Spoločný elektrónový pár je chemická väzba, presnejšie kovalentná väzba, ktorej sa venuje ďalšia lekcia. Zapisuje sa čiarkou: H−H.
Rovnako vzniká molekula chlóru Cl₂. Každý atóm chlóru má sedem valenčných elektrónov a jeden mu do oktetu chýba. Keď sa dva atómy chlóru podelia o jeden pár, každý má okolo seba šesť vlastných elektrónov a dva spoločné, spolu osem. Elektróny, ktoré sú vo väzbe, sa volajú väzbové. Ostatné valenčné elektróny tvoria voľné elektrónové páry, ktoré k atómu patria, ale do väzby sa nezapájajú.
Vzorec, v ktorom sú nakreslené všetky valenčné elektróny, sa volá elektrónový štruktúrny vzorec alebo Lewisov vzorec, podľa amerického chemika Gilberta N. Lewisa, ktorý v roku 1916 ako prvý opísal väzbu ako spoločný elektrónový pár. Väzbové páry sa kreslia ako čiarky medzi atómami, voľné páry ako čiarky alebo dvojice bodiek pri atóme.
| molekula | väzby | väzbové páry | voľné páry | oktet |
|---|---|---|---|---|
| H₂ | H−H | 1 | 0 | každý H má 2 |
| Cl₂ | Cl−Cl | 1 | 6 (3 na každom Cl) | každý Cl má 8 |
| HCl | H−Cl | 1 | 3 na Cl | H 2, Cl 8 |
| H₂O | dve väzby O−H | 2 | 2 na O | O 8 |
| NH₃ | tri väzby N−H | 3 | 1 na N | N 8 |
| CH₄ | štyri väzby C−H | 4 | 0 | C 8 |
Všimni si súvislosť: koľko elektrónov atómu chýba do oktetu, toľko väzieb tvorí. Chlóru chýba jeden, tvorí jednu väzbu. Kyslíku chýbajú dva, tvorí dve. Dusíku tri, uhlíku štyri.
vyskúšaj si
Lewisova stavebnica
Nakresli elektrónový štruktúrny vzorec: vodík H₂
0 / 0Ťukni na väzbu: jednoduchá, dvojitá, trojitá, bez väzby. Čísla pod atómami ukazujú, koľko elektrónov má atóm okolo seba.
- H (1.): väzbové páry 0, voľné páry 0, jeden nespárený elektrón, spolu 1 z 2
- H (2.): väzbové páry 0, voľné páry 0, jeden nespárený elektrón, spolu 1 z 2
Pri každom atóme vidíš jeho valenčné elektróny ako bodky. Ťukni na čiarkovanú väzbu medzi atómami a z dvoch elektrónov, po jednom z každého atómu, vznikne spoločný pár. Ostatné elektróny sa samy spoja do voľných párov. Číslo pod atómom ukazuje, koľko elektrónov má okolo seba: vodík potrebuje 2, ostatné atómy 8. Keď to sedí pri všetkých atómoch, klikni na Skontrolovať.
Väzbové a voľné páry, väzbová energia
V sade pre SŠ pribudnú molekuly H₂O₂, H₂S a BF₃. Pri každej najprv spočítaj všetky valenčné elektróny molekuly. Voda ich má 1 + 1 + 6 = 8, teda štyri páry: dva väzbové a dva voľné. Voľné (neväzbové) páry sú dôležité: odtláčajú väzby, a preto je molekula vody lomená a amoniak má tvar trigonálnej pyramídy, ako ukazuje lekcia Tvary molekúl. Voľný pár dusíka v amoniaku sa môže naviazať na katión H⁺, čo opisuje lekcia Kovová a koordinačná väzba.
Prečo väzba vôbec vznikne? Keď sa dva atómy vodíka približujú, každé jadro začne priťahovať aj elektrón druhého atómu a energia sústavy klesá. Pri vzdialenosti jadier 74 pm je najnižšia. Ak by sa atómy priblížili ešte viac, prevládne odpudzovanie jadier a energia stúpne. Pri vzniku jedného mólu molekúl H₂ sa uvoľní 436 kJ. Rovnako veľa energie treba dodať, aby sa väzba rozštiepila. Táto hodnota sa volá väzbová energia (disociačná energia) a vzdialenosť jadier dĺžka väzby. Ako sa väzbové energie uplatnia pri reakciách, ukazuje lekcia Energia pri reakciách.
Počet kovalentných väzieb, ktoré atóm tvorí, sa volá väzbovosť. Zvyčajne sa rovná počtu nespárených elektrónov atómu. Uhlík má v základnom stave 2s² 2p² len dva nespárené elektróny, a predsa tvorí štyri väzby. Jeden elektrón 2s sa pri tom presunie do prázdneho orbitálu 2p (excitácia) a atóm má štyri nespárené elektróny, ako opisuje lekcia Hybridizácia orbitálov. Podobne síra môže tvoriť dve väzby ako v H₂S, ale aj šesť ako v SF₆. Prvky 3. a ďalších periód môžu mať okolo seba aj viac ako osem elektrónov, kyslík a fluór v 2. perióde nie.
rozšírenie Keď osem nestačí alebo prebýva
Oktetové pravidlo je užitočné, ale nie je to zákon prírody. Platí spoľahlivo pre prvky 2. periódy: uhlík, dusík, kyslík a fluór. Výnimiek je však dosť:
- menej ako osem: bór v fluoride boritom BF₃ má okolo seba len šesť elektrónov. Preto BF₃ ochotne prijme voľný pár inej molekuly, napríklad amoniaku, a vznikne F₃B−NH₃,
- nepárny počet elektrónov: oxid dusnatý NO má spolu 11 valenčných elektrónov, takže jeden z nich musí ostať nespárený. Takéto častice s nespáreným elektrónom sa volajú radikály a bývajú veľmi reaktívne. NO je napriek tomu stály plyn, ktorý telo využíva ako signálnu molekulu v cievach,
- viac ako osem: prvky z 3. a ďalších periód môžu mať okolo seba aj viac elektrónov. Fosfor v PCl₅ má päť väzieb, teda 10 elektrónov, síra v SF₆ šesť väzieb a 12 elektrónov. Fluorid sírový SF₆ je mimoriadne stály plyn, ktorý sa používa ako izolant vo vysokonapäťových rozvodniach.
Lewis svoj model vymyslel v roku 1916, v tom istom roku Walther Kossel opísal vznik iónov odovzdaním a prijatím elektrónov. Názvy oktet a kovalentná väzba spopularizoval Irving Langmuir v roku 1919. Dnes väzby presnejšie opisuje kvantová mechanika, Lewisove vzorce sú však stále najrýchlejší spôsob, ako si nakresliť, čo sa v molekule deje.
teória
Časté chyby
- „Atóm tvorí toľko väzieb, koľko má valenčných elektrónov.“ Kyslík má šesť valenčných elektrónov, no tvorí dve väzby: toľko, koľko mu chýba do oktetu. Zvyšné štyri elektróny tvoria dva voľné páry.
- „Voľné elektrónové páry nie sú dôležité.“ Voľné páry určujú tvar molekuly a dá sa na ne naviazať iná častica, napríklad katión H⁺ na amoniak.
- „Oktetové pravidlo platí vždy.“ Bór v BF₃ má šesť elektrónov, fosfor v PCl₅ desať a síra v SF₆ dvanásť. Pravidlo spoľahlivo platí najmä v 2. perióde.
- „Atóm chce mať oktet.“ Atómy nič nechcú. Usporiadanie s oktetom má nižšiu energiu, a preto pri reakciách vzniká častejšie.
- „Vodík potrebuje do oktetu sedem elektrónov.“ Vodíkovi stačia dva elektróny, rovnako ako héliu. Preto tvorí vždy len jednu väzbu.
Ako sa valenčné elektróny zapisujú v konfigurácii, ukazujú lekcie Zápis elektrónovej konfigurácie a Konfigurácia a periodická tabuľka. V ďalšej lekcii sa pozrieš na kovalentnú väzbu bližšie: zistíš, kedy sa atómy delia o dva alebo tri páry naraz a prečo je dusík zo vzduchu taký nereaktívny.