Elektroujemność i polaryzacja wiązania kowalencyjnego

Elektroujemność to miara zdolności atomu do przyciągania wspólnej pary elektronowej w wiązaniu chemicznym. W szkole średniej najczęściej korzysta się ze skali Paulinga, która pozwala porównywać pierwiastki pod względem „siły przyciągania” elektronów wiążących. Im większa wartość elektroujemności, tym silniej dany atom przyciąga elektrony znajdujące się między jądrami związanych atomów.

Elektroujemność nie jest tym samym co ładunek jonu, liczba elektronów walencyjnych czy energia jonizacji, choć z budową atomu jest powiązana. To pojęcie służy głównie do przewidywania, czy w wiązaniu para elektronowa będzie rozłożona równomiernie, czy przesunie się bardziej ku jednemu z atomów.

Wartość elektroujemności zmienia się w sposób uporządkowany w układzie okresowym. W obrębie okresu na ogół rośnie z lewej do prawej strony. Jest to związane ze wzrostem ładunku jądra, które coraz silniej przyciąga elektrony uczestniczące w wiązaniu.

W obrębie grupy elektroujemność zwykle maleje z góry na dół. Atomy mają wtedy większy promień atomowy, a wspólna para elektronowa znajduje się średnio dalej od jądra, więc jest przyciągana słabiej.

Te trendy pomagają przewidzieć, który atom w danym wiązaniu będzie silniej przyciągał elektrony. Pierwiastki niemetaliczne po prawej górnej stronie układu okresowego są zwykle bardziej elektroujemne niż metale z lewej dolnej części tablicy.

Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnieniu pary elektronowej przez dwa atomy. Jeżeli oba atomy przyciągają tę parę z podobną siłą, wiązanie jest niespolaryzowane. Dzieje się tak zwykle wtedy, gdy atomy są identyczne albo mają bardzo zbliżoną elektroujemność.

Jeżeli jednak atomy różnią się elektroujemnością, wspólna para elektronowa zostaje przesunięta ku atomowi bardziej elektroujemnemu. Taki nierównomierny rozkład elektronów to polaryzacja wiązania kowalencyjnego. Na bardziej elektroujemnym atomie pojawia się ładunek cząstkowy $b4-$, a na drugim ładunek cząstkowy $b4+$.

Najważniejsza zależność jest prosta: im większa różnica elektroujemności atomów, tym większa polaryzacja wiązania. Gdy różnica jest bardzo mała, wiązanie ma charakter prawie czysto kowalencyjny niespolaryzowany. Gdy jest wyraźna, otrzymujemy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Przy bardzo dużej różnicy elektroujemności rośnie charakter jonowy wiązania. Oznacza to, że granica między wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym a jonowym nie jest całkowicie ostra — rodzaje wiązań można traktować jako pewne skrajne przypadki nierównego przyciągania elektronów.

W zadaniach szkolnych zwykle nie trzeba podawać dokładnych wartości liczbowych dla każdej pary atomów. Najczęściej wystarczy porównać położenie pierwiastków w układzie okresowym i wskazać, który atom jest bardziej elektroujemny.

Wiązania w cząsteczkach $b7_2$, $bf_2** czy **Cl$_2$ są niespolaryzowane, ponieważ łączą identyczne atomy. Każdy z nich przyciąga wspólną parę elektronową tak samo silnie.

W cząsteczce HCl bardziej elektroujemny jest chlor, więc elektrony są przesunięte ku atomowi chloru. Zapisujemy to jako H $b4+$ i Cl $b4-$. Podobnie w wiązaniu O–H woda zawiera spolaryzowane wiązania, ponieważ tlen silniej przyciąga elektrony niż wodór.

W poleceniach maturalnych często trzeba: porównać elektroujemność pierwiastków, wskazać atom z ładunkiem $b4-$ lub $b4+$, rozpoznać wiązanie spolaryzowane albo niespolaryzowane, a także uzasadnić odpowiedź odwołaniem do położenia pierwiastków w układzie okresowym.

Warto stosować prosty schemat:

• ustal, jakie atomy tworzą wiązanie,
• porównaj ich elektroujemność,
• wskaż atom bardziej elektroujemny,
• określ przesunięcie pary elektronowej,
• zapisz ładunki cząstkowe.

Częstym błędem jest utożsamianie wiązania spolaryzowanego z jonowym. W wiązaniu spolaryzowanym elektrony nadal są współdzielone, ale nierówno. Trzeba też pamiętać, że samo występowanie wiązań spolaryzowanych w cząsteczce nie zawsze oznacza jeszcze wniosek o polarności całej cząsteczki — tutaj analizujemy przede wszystkim pojedyncze wiązania.