Читать книгу Fascynująca chemia - Sylvia Feil - Страница 25

Wielu czytelników zapewne pamięta – być może z lekcji chemii – tak zwaną regułę oktetu. Wyjaśnia ona na przykład, dlaczego podczas powstawania fluorku sodu NaF atomy sodu oddają swoje najdalsze elektrony, a atomy fluoru je przyjmują. W ten sposób powstają jony, a więc atomy o ładunku elektrycznym, które na swojej najbardziej zewnętrznej powłoce mają po osiem elektronów, czyli oktet. Dzięki temu zewnętrzna powłoka jest kompletna, tak jak w przypadku gazu szlachetnego neonu, który sam nie wchodzi w żadne wiązania chemiczne, ponieważ jego powłoka zewnętrzna jest już pełna.

Powstawanie fluorku sodu na prostym modelu powłokowym

Sytuacja przedstawia się nieco inaczej w przypadku dwutlenku węgla (CO₂). Tutaj elektrony nie zmieniają atomu, lecz atom węglowy dzieli się z każdym atomem tlenu dwiema parami elektronów tak, by łącznie każdy atom miał znów osiem elektronów zewnętrznych. Bardzo dobrze widać to na przykładzie wzoru elektronowego, w którym każda zewnętrzna para elektronów oznaczona jest niewielką kreską.

W przypadku bardzo małych atomów, takich jak wodór, lit czy beryl, należy tę regułę lekko zmodyfikować, ponieważ dążą one – tak jak gaz szlachetny hel – do tego, by mieć kompletną pierwszą powłokę, która może przyjąć jedynie dwa elektrony. W ten sposób można bardzo łatwo wyjaśnić budowę cząsteczek takich jak woda (H₂O) czy metan (CH₄).

Zamiast reguły oktetu można stosować również pojęcie reguły helowca. Zgodnie z nią atomy dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego. W przypadku helu są to dwa elektrony zewnętrzne, a w przypadku neonu i argonu – osiem.

Sytuacja staje się bardziej skomplikowana dla konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego kryptonu, ponieważ tutaj w grę wchodzą także tzw. orbitale d trzeciej powłoki. Reguła helowca natrafia więc w przypadku ciężkich pierwiastków na pewne przeszkody, często już od trzeciego okresu.

Co sądzić więc o cząstce heksafluorku siarki (SF₆)? Atom siarki ma tu zdecydowanie za dużo elektronów zewnętrznych, ponieważ dzieli się z każdym atomem fluoru jedną parą elektronową. Dzięki temu wiązaniu fluor ma jednak sporą zaletę: bardzo reaktywne atomy fluoru koniecznie chcą uzyskać osiem elektronów zewnętrznych, dlatego ignorują preferencje siarki. Z tego powodu fluor łączy się nawet z ciężkim gazem szlachetnym ksenonem, dając na przykład tetrafluorek ksenonu (XeF₄).

Również w przypadku tlenków azotu NO oraz NO₂ pojawiają się problemy z regułą oktetu. Jako że azot ma pięć elektronów walencyjnych, zawsze jeden elektron pozostaje przy tych wiązaniach wolny. Jest on przedstawiany we wzorach elektronowych jako pojedynczy punkt. Takie cząsteczki są określane jako rodniki. Zazwyczaj są one niesłychanie reakcyjne, ponieważ wolne, niesparowane elektrony przeważnie intensywnie szukają elektronu do pary. NO oraz NO₂ są jednak tzw. stabilnymi rodnikami – są więc one znacznie mniej reaktywne niż większość innych rodników.

Heksafluorek siarki (SF₆) jest bezbarwnym, bezwonnym, nietrującym i niepalnym gazem, podobnym do azotu, tylko o pięciokrotnie większej gęstości

Tetrafluorek ksenonu (XeF₄) jest w normalnych warunkach bezbarwnym, krystalicznym i stabilnym ciałem stałym, które rozkłada się przy kontakcie z wodą

Nie da się jednak tego wyjaśnić na podstawie prostego wzoru elektronowego. Równie trudno jest za jego pomocą wytłumaczyć, dlaczego w cząsteczce tlenu (O₂) istnieją dwa niesparowane pojedyncze elektrony z równoległymi spinami. Te niesparowane elektrony działają jak małe magnesy i sprawiają, że płynny tlen staje się paramagnetyczny, a więc jest przyciągany przez bieguny silnego magnesu, co można zobaczyć np. na filmikach na portalu YouTube . Zjawisko to można zgłębić tylko za pomocą kwantowo-mechanicznych orbitali cząsteczek, które w tej książce objaśnione są na przykładzie cząsteczki wodoru lub benzenu .

W cząsteczce tlenu nakładają się na siebie różne orbitale obu atomów tlenu w fazie zgodnej i przeciwnej, tworząc orbitale molekularne, podobnie jak w cząsteczce wodoru. Orbitale te są wypełniane od dołu do góry dostępnymi elektronami, co wyjaśnia zajęcie dwóch orbitali przez pojedyncze elektrony (czerwone strzałki spinów na grafice)