Fascynująca chemia - ebook

Wstęp

Chemia – taniec atomów i cząsteczek składających się na wszystko, co nas otacza

Kto pod koniec lipca wybrał się kiedyś po zmroku na spacer do lasu i odkrył na skraju drogi robaczki świętojańskie, ten doskonale rozumie ową fascynację wiążącą się z charakterystycznym migotaniem tych stworzeń. Zjawiska tego typu, w ramach których energia jest uwalniana ze związków chemicznych w postaci światła, budziły już zainteresowanie naszych przodków. Z tą różnicą, że oni nie mogli jeszcze wiedzieć, iż za tym magicznym świeceniem również kryje się siła chemii.

Niniejsza książka to wędrówka po różnych obszarach chemii. Porusza ona tematy ciekawe i zaskakujące, a także zawiera pouczające informacje. Jednocześnie zastosowaliśmy dosyć szeroką definicję pojęcia „chemii”, włączając w nią również wycieczki do nauk pokrewnych, takich jak fizyka, biologia czy geologia. Wybierając tematy do naszej publikacji, kierowaliśmy się spontaniczną ciekawością. Uświadomiliśmy sobie przy tym raz jeszcze, jak szeroki jest zakres tej nauki oraz jak daleko ona sięga. Podczas przygotowywania niniejszej pozycji książkowej było dla nas ważne, aby przedstawić chemię nie tylko z perspektywy systematycznych relacji wynikających z okresowego układu pierwiastków, lecz także w kontekście geologicznym, fizycznym i biologicznym.

Książka „Fascynująca chemia” jest tak skonstruowana, że dany temat jest objaśniany i ilustrowany za pomocą zdjęć i grafik na poszczególnych rozkładówkach. Ci, którzy chcą dowiedzieć się więcej na konkretny temat, znajdą na dole strony odniesienia do dalszych publikacji i stron internetowych. Dodatkowo wskazujemy na poszczególne rozdziały w książce, w których dane pojęcia są objaśniane bardziej szczegółowo. Rozdziały można więc czytać kolejno lub też w kolejności dowolnej. Ta wyjątkowa koncepcja niniejszej publikacji polegająca na tym, by odkrywać chemię za pomocą jak największej liczby obrazów, była dla nas jako autorów szczególnym wyzwaniem, dlatego też staraliśmy się przybliżyć tę naukę i jej procesy za pomocą zrozumiałych, poglądowych i interesujących obrazów.

Zapraszamy na pełną odkryć podróż, która rozpoczyna się od podstaw chemii. Zaczynamy od samego początku i odpowiadamy na takie pytania jak: Co to jest atom? Jak chemicy zapisują struktury chemiczne? Dlaczego korzystają z różnych modeli, aby coś wyjaśnić? Jaką rolę odgrywa symetria cząsteczek? Jakie istnieją rodzaje oddziaływania? Co wymieniają ze sobą substraty podczas reakcji: jony czy elektrony?

Następnie przyjrzymy się powstawaniu pierwiastków – zarówno bezpośrednio po Wielkim Wybuchu, jak i w ramach procesów fuzji w rdzeniach gwiazd. W nawiązaniu do tego postaramy się wyjaśnić, w jaki sposób poprzez procesy samoorganizacji i replikacji mogło powstać życie oraz jaki ma ono wpływ na nasz świat. Powiemy również o tym, w jaki sposób życie zmieniło i wciąż zmienia powierzchnię planety Ziemi, począwszy od mikroorganizmów, które wzbogacały atmosferę w tlen, aż po powstanie ropy z materiału biologicznego.

W kolejnej części pochylamy się nad chemią, która funkcjonowała już od wczesnej historii ludzkości, czyli od czasów, w których poprzez obserwację i eksperymenty wykrystalizowały się pierwsze procesy chemiczne. Powstały wówczas całe pokłady wartościowej wiedzy, która była przekazywana z pokolenia na pokolenie – niezależnie od tego, czy były to nauki lecznicze ludów żyjących w zgodzie z naturą, czy alchemia lub techniki rzemieślnicze, takie jak kowalstwo, garbarstwo czy produkcja mydła. W tym czasie chemia była przez długi okres składową takich nauk jak medycyna czy filozofia.

Z pojawieniem się chemii jako nauki przyrodniczej na uniwersytetach w XIX wieku są związane ważne odkrycia. Justus von Liebig wynalazł nawóz, który pomógł zwalczać głód na świecie, a Robert Wilhelm Bunsen stworzył palnik gazowy – narzędzie, bez którego obecnie nie można by sobie wyobrazić żadnego laboratorium chemicznego. Wilhelm Ostwald umożliwił katalizę, dzięki czemu można było przeprowadzać reakcje chemiczne nawet w niekorzystnych warunkach. Rozwijała się również dokumentacja naukowa. Justus von Liebig założył jako pierwszy w 1832 roku czasopismo naukowe „Liebigs Annalen” („Roczniki Liebiga”), które przez długi czas odgrywało istotną rolę w świecie chemii i które jest wydawane po dziś dzień pod nazwą „European Journal of Organic Chemistry”.

Kolejny rozdział skupia się na ważnych zastosowaniach chemii we współczesnych czasach. Przemierzamy tutaj obszary chemii stosowanej i przedstawiamy tajniki najważniejszych surowców i materiałów budowlanych, takich jak metale, tworzywa sztuczne, beton czy ceramika.

Na koniec przyglądamy się aktualnym badaniom. Spektrum tematyczne jest tutaj szeroko zakrojone: począwszy od nowych substancji roboczych takich jak nanorurki węglowe, grafen czy ostra jak nóż ceramika po współczesne narzędzia takie jak obrazowanie mikroskopowe o wysokiej rozdzielczości i manipulacje genowe.

Mamy nadzieję, że udzieli się Państwu ta fascynacja pięknymi zdjęciami i grafikami przedstawiającymi znane i zaskakujące zjawiska, a także fascynacja logicznymi i różnorodnymi strukturami stanowiącymi nieodłączną część chemii.

Wiele z materiałów zdjęciowych i ilustracyjnych zostało stworzonych przez sam zespół autorów, by jak najlepiej uzupełniały one tekst publikacji. Duża część ilustracji została nam udostępniona przez naukowców i fotografów, którym chcielibyśmy w tym miejscu jeszcze raz serdecznie podziękować.

Wybór tematów, jakiego dokonał zespół autorski, postawił recenzentów przed szczególnym wyzwaniem – publikacja obejmuje przecież interdyscyplinarne obszary nauki. Dziękujemy dr Lisie Edelhäuser, dr Sarah Koch i Feray Steinhart za wiele uwag i konstruktywną krytykę. W koncepcję całej publikacji i wybór tematów była zaangażowana dr Vera Spillner. Bez niej powstanie tej książki w obecnym kształcie nie byłoby możliwe. Lars Fischer zaszczepił w nas kilka interesujących pomysłów i szkiców rozdziałów. Jeden z autorów (Jörg Resag) chciałby poza tym serdecznie podziękować swoim synom: Kevinowi, Timowi i Janowi, którzy jako studenci chemii i nauk geologicznych zasugerowali kilka uwag i służyli pomocą podczas dyskusji oraz jako krytyczni czytelnicy podczas lektury próbnej. Wszystkim innym czytelnikom próbnym podziękowaliśmy osobiście i z radością uwzględniliśmy ich uwagi.

Sylvia Feil

Jörg Resag

Kristin Riebe

Kwiecień 2016 r.

Przedmowa do wydania drugiego

Od czasu publikacji książki w 2016 roku otrzymaliśmy bardzo pozytywne recenzje i komentarze, które bardzo nas ucieszyły. Pokazały one nam, że nasza książka o najróżniejszych aspektach chemii spotkała się z dużym zainteresowaniem. W szczególności chcielibyśmy podziękować czytelnikom, którzy zgłosili się do nas z pomysłami i propozycjami lub którzy zwrócili naszą uwagę na pewne błędy. Jako że pierwsze wydanie jest już praktycznie wyprzedane, mamy teraz szansę uwzględnić poprawki w niniejszym, drugim wydaniu.

Poza tym uwzględniliśmy w tej publikacji kilka nowych tematów, które wydały nam się interesujące. Takim tematem jest na przykład związek chemiczny glifosat będący składnikiem środków chwastobójczych, o którym przez wiele tygodni było głośno w mediach. W naszej książce znalazło się również inne aktualne wydarzenie: połączenie się dwóch gwiazd neutronowych, które spowodowało wyrzucenie ogromnej ilości ciężkich pierwiastków w kosmos. Tak powstał prawie każdy atom złota w naszym wszechświecie – czy to w złotym pierścionku, czy na płytce drukowanej, czy w bankach centralnych tego świata.

Inne nowe tematy zyskały świeże impulsy dzięki współczesnym badaniom: na przykład w ostatnich latach niesamowicie rozwinęła się mikroskopia krioelektronowa, która pozwala obecnie na zapoznanie się z molekularną strukturą naszych komórek z niemal atomową rozdzielczością. Dzięki takim i innym, podobnym metodom biochemicy zdobyli więcej wiedzy na temat tego, jak przebiegają molekularne procesy życiowe i jak sterują one naszym wewnętrznym zegarem lub na temat tego, jak działa chemia procesu widzenia. Poza tym chemikom udało się nawet stworzyć molekularne nanomaszyny, otwierając tym samym drzwi przyszłości nanotechniki. Te oba osiągnięcia zostały w 2016 i 2017 roku wyróżnione nagrodą Nobla w dziedzinie chemii.

Mamy nadzieję, że również i drugie wydanie „Fascynującej chemii” wraz z nowymi tematami zachęci czytelników do zgłębiania tajników chemii oraz że uda nam się zaszczepić odrobinę fascynacji, jaką sami podzielamy wobec tej wieloaspektowej nauki przyrodniczej.

Sylvia Feil

Jörg Resag

Kristin Riebe

Marzec 2018 r.

------------------------------------------------------------------------

O autorach

Sylvia Feil jest dyplomowanym chemikiem, dziennikarką naukową i redaktorką podręczników szkolnych. Pisze ciekawie oraz w zrozumiały i kompaktowy sposób o różnych aspektach chemii i jej zastosowaniach oraz o badaniach chemicznych.

www.sylvia-feil.de

Jörg Resag napisał doktorat w dziedzinie fizyki teoretycznej cząstek elementarnych i jest poczytnym autorem książek popularnonaukowych, znanym z przedstawiania naukowych treści w zrozumiały i obrazowy sposób, zarówno w książkach, jak i w Internecie.

www.joerg-resag.de

Kristin Riebe ma tytuł doktora z astrofizyki i tworzy z pasją interesujące grafiki i ilustracje, aby wnosić jasność i piękno do nieprzeniknionej dżungli danych lub trudnych tematów naukowych.

www.kristin-riebe.de

Kristin Riebe, Sylvia Feil i Jörg Resag zaprezentowali inspirującą tematykę „Fascynującej chemii” w marcu 2017 roku na Targach Książki w Lipsku1. Podstawy chemii

Co dzieje się, kiedy atomy łączą się w cząsteczki? Skąd właściwie wiemy, że atomy istnieją? Co nadaje atomom ich właściwości i jak wygląda ich wnętrze? Na te zasadnicze pytania odpowiada pierwszy rozdział niniejszej książki.

Już starożytni Grecy przypuszczali, że materia jest zbudowana z maleńkich komponentów – atomów, lecz dopiero na początku XX wieku chemikom i fizykom udało się dowieść, że materia składa się z atomów oraz wyjaśnić wewnętrzną budowę atomów. Maleńkie, masywne jądro atomowe stanowi centrum każdego atomu, w którego polu elektrycznym powstają z elektronów fale kwantowe.

Wiele odkryć empirycznych przeszłości można by podsumować w następujący sposób: każdy pierwiastek chemiczny ma stałe miejsce w układzie okresowym, które jest określone przez liczbę protonów w jego jądrze atomowym. Równowaga między protonami i neutronami w jądrze atomowym warunkuje, czy atomy są stabilne, czy podlegają rozpadowi promieniotwórczemu. Z kolei fale elektronowe powłoki elektronowej określają zachowanie chemiczne atomów, przy czym ów przypadkowy taniec atomów i cząsteczek jest motorem reakcji chemicznych, dlatego istotną rolę odgrywa pojęcie entropii. Katalizatory mogą natomiast pomóc cząsteczkom pokonać przeszkody energetyczne.

Aby opisać różnorodność zachowań atomów i molekuł, w chemii wykrystalizowało się wiele pojęć i sposobów zapisu, np. praktyczne zapisy równań reakcji, poglądowe możliwości przedstawiania cząsteczek, ilościowe pojęcia, takie jak pH oraz ogólne zasady, takie jak reguła oktetu. To wszystko i jeszcze więcej omawia niniejszy rozdział.

Droga do atomu - Dlaczego materia nie jest kontinuum

Skąd właściwie wiemy, że materia jest zbudowana z atomów? Pierwsze takie teorie pojawiły się już w starożytnej Grecji około 2500 lat temu. Filozof Leucyp i jego uczeń Demokryt przypuszczali wówczas, że materia może składać się z niepodzielnych cząsteczek – dlatego nasze współczesne pojęcie atomu pochodzi od greckiego słowa átomos („niepodzielny”). Również przeciwstawna koncepcja, według której materia miała być dowolnie podzielnym kontinuum, zyskała sobie zwolenników i nie była jeszcze w pełni obalona nawet pod koniec XIX wieku. Jakie naukowo-przyrodnicze fakty przemawiają zatem za atomami?

Pierwsza ilościowa elektroliza wody przeprowadzona ok. 1800 roku przez Wilhelma Rittera. Zgodnie z równaniem

2H₂O → 2H₂ + O₂

reakcji w jej trakcie powstaje dwa razy więcej cząsteczek wodoru niż tlenu, przez co zajmują one dwa razy więcej miejsca. Potwierdzi to Avogadro

Pierwszym impulsem w tej dziedzinie były badania nad gazami w XVIII i XIX wieku. Interpretując temperaturę jako średnią energię kinetyczną cząsteczek gazu, można było dobrze wyjaśnić właściwości fizyczne gazów. Amedeo Avogadro odkrył w 1811 roku, że przy stałych wartościach ciśnienia i temperatury każdy gaz musi wykazywać tę samą liczbę cząstek (atomów lub cząsteczek) dla danej objętości, niezależnie od tego, jaki jest to gaz. W warunkach normalnych (0°C i w warunkach ciśnienia atmosferycznego) w 22,4 litrach gazu znajduje się około 6,022 ⋅ 10²³ cząsteczek¹.

Również ciała stałe wykazują strukturę atomową. Jeśli wyobrazić sobie, że znajdujące się w nich atomy są poustawiane w rzędach jak twarde kuleczki, wówczas można łatwo zrozumieć, dlaczego kryształy mają kanciaste wykończenia pod konkretnymi kątami.

Dodatkowa przesłanka wywodzi się z samej chemii. Azot i tlen mogą przykładowo łączyć się na wiele sposobów. Stosunek masy azotu do tlenu może wynosić 14 : 16 lub 14 : 32 albo 28 : 16. Możliwe są i inne konfiguracje, przy czym jest to zawsze wielokrotność liczby 14 do wielokrotności liczby 16.

Kryształ kalcytu (CaCO₃)

John Dalton wyjaśniał w 1803 roku taki stosunek ilościowy faktem, że jeden lub wiele atomów azotu łączy się z jednym lub wieloma atomami tlenu w cząsteczkę. Przy tym trzeba przyporządkować atomowi azotu masę 14, a atomowi tlenu masę 16 w odpowiednich jednostkach. Dalton przedstawił tym samym przekonujący argument na istnienie atomów, jednak wielu chemików i fizyków podchodziło do tego wyjaśnienia ze sceptycyzmem.

Modele 3D cząsteczek niektórych tlenków azotu (atomy zostały przedstawione zgodnie z ich promieniami van der Waalsa) i stosunki masowe pierwiastków

Około roku 1880 Ludwigowi Boltzmannowi udało się nawet zdefiniować dotychczas niejasne pojęcie entropii na podstawie liczby mikroskopowych wzorów dystrybucji atomów w makroskopowym ciele. Czy to nie powinno było być ostatecznym zwycięstwem hipotezy o atomach? Istniał jednak pewien szkopuł: nikomu nie udało się bezpośrednio dowieść istnienia atomów. Kiedy pytano fizyka Ernsta Macha o atomy, odpowiadał on wówczas sceptycznie pytaniem: „A widzieli Państwo jakieś?”.

Ernst Mach (1838–1916) wątpił w istnienie atomów

Punkt zwrotny nastał najpóźniej w 1905 roku, kiedy Albert Einstein opisał i wyjaśnił mikroskopowe ruchy drgające maleńkich cząstek pyłu (ruchy Browna) powodowane przypadkowymi zderzeniami molekuł i stąd wyprowadził ilościowe prognozy. Dzięki temu można było bezpośrednio zaobserwować skutki zderzeń cząstek i porównać je z obliczeniami Einsteina.

Przypadkowy ruch Browna mikroskopijnie małego ziarenka kurzu (symulacja)

Obecnie możemy obserwować atomy bezpośrednio za pomocą skaningowych mikroskopów tunelowych. Gdyby Ernst Mach zobaczył takie zdjęcia, pewnie by zmienił swoje zdanie na temat atomów.

Zdjęcie nanorurki węglowej () wykonane za pomocą skaningowego mikroskopu tunelowego, który uwidacznia poszczególne atomy węglaPodstruktura atomów - Podmuch niczego

Na początku XX wieku wszelkie wątpliwości dotyczące realnej egzystencji atomów zostały już praktycznie rozwiane. Powstało wówczas pytanie dotyczące wyglądu atomów. Czy są to kompaktowe, niepodzielne kuleczki, czy mają one jakąś podstrukturę?

Zgodnie z modelem atomu Bohra elektron może poruszać się tylko na konkretnych orbitach. Gdy elektron zmienia orbitę, dochodzi do absorpcji lub emisji odpowiedniego fotonu

Pierwszym krokiem ku wyjaśnieniu tego pytania było zaobserwowanie następującego zjawiska: podczas ogrzewania w próżni lub w silnie rozrzedzonych gazach metalowego drutu z ujemnym ładunkiem (katody) można dostrzec, że emituje on promieniowanie. W 1897 roku Joseph John Thomson odkrył, że to promieniowanie, tak zwane promieniowanie katodowe, składa się z maleńkich, ujemnie naładowanych cząstek – elektronów, które są ponad tysiąc razy lżejsze od atomów znajdujących się w drucie. Podczas kolejnych eksperymentów okazało się, że elektrony są główną częścią składową wszystkich atomów.

Atomy są obojętne pod względem ładunku elektrycznego, więc muszą one dla równowagi zawierać również dodatnie ładunki. Pomocne okazało się tutaj inne zjawisko, które w owym czasie właśnie odkryto: radioaktywność . Niektóre radioaktywne pierwiastki mogą emitować naładowane dodatnio tzw. cząstki alfa – to pierwsza przesłanka dotycząca poszukiwanych ładunków przeciwnych.

Strumień elektronów zgięty w łuk pod wpływem pola magnetycznego w silnie rozrzedzonym powietrzu. Jest to dowód na to, że elektrony mają ładunek ujemny. Gdy elektrony natrafią na cząsteczki powietrza, pobudzając je do świecenia, wówczas te emanują fioletową poświatą

W 1909 roku grupa badawcza Ernesta Rutherforda zbombardowała cienką złotą folię cząstkami alfa i uzyskała zaskakujący wynik. Prawie wszystkie cząstki alfa przedostały się przez złotą folię niemal bez przeszkód! Atomy nie mogły więc być masywnymi kulkami, za które je przez długi czas uważano. Niewielka część cząstek alfa została jednak przy tym mocno wytrącona ze swojego toru, tak jakby natrafiły we wnętrzu atomu na masywne obiekty o ładunku dodatnim. Z tego Rutherford wywnioskował, że te poszukiwane ładunki przeciwne zbierają się w maleńkim, lecz masywnym jądrze atomowym, które stanowi prawie całą masę atomu. Pozostała część atomu jest po prostu pustą przestrzenią, w której podobne do punkcików ujemne elektrony zdają się orbitować wokół dodatniego jądra atomowego, co wyobrażano sobie jako ruchy planet w Układzie Słonecznym.

Eksperyment Rutherforda

Tak rozumiane atomy są w zasadzie niemal niczym. Dlaczego więc zachowują się one jak duże, stabilne obiekty? I dlaczego krążące elektrony nie emitują energii, mimo że właściwie musiałyby zachowywać się analogicznie do kołyszących się ładunków w antenie nadawczej, przez co wpadałyby do jądra atomu?

Problem ten próbował rozwiązać w 1913 roku duński fizyk Niels Bohr za pomocą następującego triku: elektrony miały krążyć wokół jądra atomowego tylko na konkretnych orbitach (powłokach), w przypadku których orbitalny moment pędu jest liczbą całkowitą będącą wielokrotnością danej stałej fizycznej.

W odniesieniu do atomu wodoru, będącego najprostszym atomem, model atomu Bohra sprawdził się i dobrze określał wielkość atomu oraz linie widmowe. W przypadku bardziej złożonych atomów nie działał już tak dobrze. Poza tym nie było jasne, jaka motywacja tkwiła za uwarunkowaniami orbit według Bohra. Te problemy można było rozwiązać dopiero około 1925 roku dzięki postępowi w dziedzinie mechaniki kwantowej, kiedy stało się jasne, że elektrony w atomie nie poruszają się na dowolnych orbitach. Ale o tym na następnych stronach.

Linie widmowe () wodoru w świetle widzialnym (seria Balmera). Elektron spada z wyższej orbity (n > 2) na drugą najniższą orbitę (n = 2). Czerwona linia oznacza przejście z orbity 3 na orbitę 2, niebiesko-zielona linia obok oznacza przejście z orbity 4 na 2 itd.

Jak poruszają się elektrony w przyciągającym polu jądra atomowego? Wszelkie próby zmuszenia ich do poruszania się po konkretnych orbitach – tak jak w modelu atomowym Bohra – okazały się ostatecznie niezadowalające. Potrzebna była nowa koncepcja!Funkcja falowa w atomie wodoru - Elektrony nie krążą, tylko drgają

Pierwsza przesłanka pojawiła się, kiedy dokładnie przyjrzano się zachowaniu światła. Światło można w tradycyjnej fizyce opisać zasadniczo jako falę elektromagnetyczną, jednak w świecie atomów nie jest to wystarczające. Jak ustalił w 1905 roku Albert Einstein, światło składa się mianowicie z wiązki pojedynczych cząstek światła (fotonów), których suma sprawia dopiero, że działają jak fala elektromagnetyczna.

W 1924 roku francuski fizyk Louis de Broglie odwrócił perspektywę i stwierdził, że każda cząstka ma właściwości falowe. To okazało się decydującą ideą! Zamiast krążących elektronów trzeba sobie wyobrazić drgające fale elektronowe w atomie.

Lecz co właściwie drga? Na to pytanie nie jest łatwo udzielić odpowiedzi, gdyż fala elektronowa nie ma bezpośredniego znaczenia fizycznego, dlatego opisuje się ją abstrakcyjnie jako kwantowo-mechaniczną funkcję falową. Chemicy używają chętnie określenia orbitale. Z perspektywy matematycznej funkcja falowa przypisuje każdemu miejscu złożoną liczbę, którą można wyobrazić sobie jako strzałkę na dwuwymiarowej płaszczyźnie. Funkcja falowa ma zatem w każdym miejscu wartość bezwzględną (długość strzałki) oraz fazę (kąt obrotowy strzałki), którą graficznie często przedstawia się za pomocą odpowiedniego koloru na kole barw.

Dopiero jednak wartość funkcji falowej podniesiona do kwadratu może zostać zinterpretowana fizycznie i dla każdego miejsca określa wartość prawdopodobieństwa, że znajduje się tam elektron. Natomiast faza zyskuje na znaczeniu, kiedy funkcje falowe nakładają się na siebie i interferują.

Wartość funkcji falowej w danym miejscu

Powiązanie właściwości cząsteczek i fal w mechanice kwantowej wymaga więc zastąpienia orbit cząsteczek falami prawdopodobieństwa oraz tego, aby nie było możliwe przewidzenie, gdzie konkretnie znajduje się dana cząsteczka. Jest to wyjaśnienie niezrozumiałe i mało satysfakcjonujące, ale do tej pory nikt nie znalazł lepszego. Richard Feynman zauważył kiedyś bardzo celnie: „Nikt nie rozumie mechaniki kwantowej”.

Mimo tych trudności terminologicznych, mechanika kwantowa funkcjonuje z punktu widzenia matematyki bezbłędnie. Dzięki niej można precyzyjnie obliczyć fale elektronowe w atomie wodoru – każdy student fizyki i chemii musi to umieć! Jako że fala elektronowa znajduje się w przyciągającym polu jądra atomowego, przyjmuje ona kształt trójwymiarowej fali stojącej, podobnej do stojących drgań powietrza we wnętrzu instrumentu muzycznego.

Najprostsza stojąca fala elektronowa to symetryczny jak kula stan podstawowy (zwany „1s”). Ten stan podstawowy ma najmniejszą wartość energetyczną i odpowiada położonej najbardziej wewnątrz orbicie cząsteczki według Bohra (n = 1).

Prawdopodobne miejsce występowania elektronu przy składowej podstawowej (1s) w atomie wodoru. Po lewej zilustrowane jako stopień dystrybucji gęstości, po prawej – jako powierzchnia o stałej gęstości

Tak jak w przypadku drgań powietrza, stojąca fala elektronowa może również przyjmować bardziej skomplikowane formy i wytwarzać kolejne stany, w przypadku których w pewnych odległościach od jądra oraz w pewnych kierunkach znajdują się węzły fali. Kolejne stany mają wyższą energię niż stan podstawowy i odpowiadają wyższym orbitom w modelu atomowym Bohra.

Prawdopodobne miejsce występowania elektronu przy różnych składowych drgania

Przedstawienie funkcji falowej 5f₁. Zilustrowane powierzchnie znajdują się w miejscach, w których funkcja falowa przekracza konkretną wartość, podczas gdy kolory oznaczają fazy. Położenie płaszczyzn jest stałe w czasie, a wartości kolorów zmieniają się wraz z jego upływemModel powłok elektronowych - Od reguły Pauliego do orbitali

Obliczenie atomu wodoru w mechanice kwantowej jest jeszcze stosunkowo łatwe. W przypadku atomów z wieloma elektronami jest to skomplikowane, ponieważ elektrony nie tylko reagują na przyciągające pole jądra atomowego, lecz także wzajemnie na siebie oddziałują i odpychają się.

Często nie jest konieczne szczegółowe uwzględnienie oddziaływań elektronów. Wystarczy tylko wziąć pod uwagę w przybliżeniu ich osłaniające działanie na pole jądra atomowego. Należy więc postępować tak, jakby elektrony nie oddziaływały na siebie nawzajem i tak osłabić siłę przyciągania jądra atomowego, jak wynika to z obliczonego rozłożenia ładunków elektronów. W ten sposób można obserwować elektrony jako niezależne cząstki, które tworzą różne drgania, podobnie jak w atomie wodoru.

Można by więc przyjąć, że w najniższym energetycznie stanie (stanie podstawowym) atomu wszystkie fale elektronowe znajdują się po prostu w symetrycznym jak kula stanie podstawowym bez jakichkolwiek węzłów. Istnieje jednak prawo kwantowo-mechaniczne, które nie dopuszcza do takiej konfiguracji: jest to reguła Pauliego.

Reguła Pauliego określa, że w ramach naszego modelu atomu co najwyżej dwa elektrony mogą znajdować się w tym samym stanie, przy czym jednocześnie tzw. spiny tych elektronów muszą być zorientowane przeciwstawnie.

Nie istnieje bardziej obrazowe uzasadnienie reguły Pauliego. Jest ona zakorzeniona głęboko w matematycznych aspektach mechaniki kwantowej oraz w szczególnej teorii względności, więc musimy po prostu takie wyjaśnienie tutaj zaakceptować.

Przedstawienie najprostszych orbitali jako ciał otoczonych izopłaszczyznami, w których prawdopodobieństwo występowania elektronu wynosi 90%. Faza została oznaczona odcieniem koloru. Najczęściej używane orbitale 2p_(x) i 2p_(y) są interferencjami orbitali 2p₁ i 2p_(–1) o wartości m = ±1, podczas gdy 2p_(z) jest równe 2p₀

Podobnie jest z pojęciem spinu elektronu. Można sobie pomocniczo wyobrażać spin jako moment pędu obracającej się cząstki, lecz nie jest to wystarczające, bo spin jest typowym zjawiskiem kwantowym. W związku z tym spin może przyjąć tylko dwie wartości w odniesieniu do dowolnej osi przestrzennej: +1/2 lub –1/2 (pomnożone przez ħ = h/(2π), przy czym h jest stałą Plancka). Często nazywa się je „spinem do góry” (up) lub „spinem do dołu” (down) i zapisuje kolejno jako ↑ lub ↓. Klasyczna, obracająca się cząstka nie jest w stanie naśladować takiego zachowania.

Potencjalne stany drgań – zwane również orbitalami – są wypełniane w stanie podstawowym atomu krok po kroku od dołu do góry przez dwa elektrony z przeciwstawnymi spinami. Przy tym orbitale w przybliżeniu wyglądają jak fale elektronowe w atomie wodoru i mogą zostać sklasyfikowane analogicznie za pomocą wyrażenia składającego się z trzech liczb całkowitych, zwanych n, l i m.

Główną liczbą jest główna liczba kwantowa n = 1, 2, 3 itd. Opisuje ona tzw. powłokę, do której należy orbital. Druga liczba, l, zwana poboczną liczbą kwantową, jest związana z wartością bezwzględną orbitalnego momentu pędu i opisuje podpowłokę. Może ona przyjmować n różnych wartości od 0 do n – 1. Ze względów historycznych zamiast l = 0, 1, 2, 3, … najczęściej używa się liter s, p, d, f itp. Trzecia liczba m jest magnetyczną liczbą kwantową. Może ona przyjmować 2 ⋅ l + 1 wartości od –l do +l i reprezentuje orientację przestrzenną orbitalnego momentu pędu.

Obie liczby kwantowe momentu pędu (l i m) łącznie określają zależny od kąta kształt orbitalu, podczas gdy numer powłoki n pojawia się przy węzłach fali w kierunku promienia. Łącznie na powłoce n mieszczą się 2 ⋅ n² elektrony, czyli 2 elektrony na pierwszej powłoce, 8 na drugiej, 18 na trzeciej itd. Im większą wartość mają n i l, tym większy jest średni odstęp od jądra atomu, przy czym największe znane atomy mają maksymalne wartości n = 7 i l = 3 (orbitale f). Z chemicznego punktu widzenia dla zachowań atomów znaczenie ma jedynie najbardziej zewnętrzna powłoka.

Poziomy energetyczne orbitali s, p oraz d pierwszych trzech powłok

Już w starożytności pojawiła się koncepcja kilku podstawowych substancji (pierwiastków), dających podstawę wszelkim innym substancjom. Miało być ich cztery: ziemia, woda, ogień i powietrze.Układ okresowy - Porządek w zoo pierwiastków

Symbole czterech żywiołów. Ten, kto oglądał film „Piąty element” z 1997 roku z Brucem Willisem i Millą Jovovich, na pewno je rozpozna

W miarę jak w czasach nowożytnych stopniowo rosła wiedza o procesach chemicznych, owo proste wyobrażenie zaczęło sprawiać trudności. Istniało przecież znacznie więcej materiałów, które nie mogły być rozbite na inne substancje. Poza tym okazało się, że wodę można jednak rozłożyć na inne substancje, a więc nie mogła być pierwiastkiem.

Lothar Meyer (1830–1895)

Z biegiem lat „pojawiło się” coraz więcej pierwiastków i zauważono, że niektóre z nich zachowywały się podobnie pod względem chemicznym – wskazywało to na istnienie głębszego porządku. W końcu w 1869 roku niemiecki chemik Lothar Meyer i rosyjski chemik Dmitrij Mendelejew niezależnie od siebie odkryli właściwy schemat porządku, który znamy dzisiaj jako układ okresowy pierwiastków. Zasadniczo układ ten powstał poprzez uporządkowanie pierwiastków zgodnie z rosnącą masą atomową oraz przez podzielenie na rzędy tak, aby podobne do siebie pierwiastki znajdowały się pod sobą. Przy tym istniały pewne luki, które wskazywały na jeszcze nieodkryte pierwiastki. Gdy w późniejszym czasie pierwiastki te zostały rzeczywiście odkryte, potwierdziło się, że ów układ jest poprawny.

Od czasu do czasu musiano jednak trochę się nagimnastykować przy kolejności pierwiastków. Na przykład tellur (Te) jest przeciętnie nieco cięższy niż jod (I), jednak w układzie okresowym pojawia się bezpośrednio przed nim. Dziś wiemy, z czego to wynika: poprawna kolejność jest określana przez liczbę protonów w jądrze atomu, a nie przez masę atomową, do której muszą być jeszcze doliczone neutrony.

Dmitrij Iwanowicz Mendelejew (1834–1907)

W przypadku obojętnych atomów liczba protonów w jądrze jest identyczna z liczbą elektronów na powłoce atomu. Dlatego struktura układu okresowego dokładnie odzwierciedla wypełnianie poszczególnych powłok elektronowych (orbitali) i ich podpowłok, przy czym niektóre podpowłoki (orbitale d oraz f) są zapełniane z opóźnieniem, ponieważ znajdują się na wyższym poziomie energetycznym. Wyjaśnia to na przykład położenie w układzie metali przejściowych oraz lantanowców i aktynowców. W przypadku gazów szlachetnych dana powłoka (a dokładniej: jej orbitale s oraz p) jest zapełniona, a kolejny rząd oznacza wypełnianie kolejnej powłoki. Podobieństwo chemiczne pierwiastków z jednego rzędu wynika zatem z tego, że ich najbardziej zewnętrzna powłoka ma taką samą liczbę elektronów.

Układ okresowy pierwiastków chemicznych. Liczba w lewym górnym rogu przy symbolu pierwiastka jest liczbą atomową, oznaczającą liczbę protonów w jądrze atomowym. Z uwagi na brak miejsca ta wersja układu nie zawiera lantanowców i aktynowców. Pełny układ okresowy pierwiastków chemicznych znajduje się na końcu książki na stronie 320

Z układu okresowego można bardzo dobrze odczytać zachowanie chemiczne pierwiastków, ponieważ starają się one uzyskać zapełnioną zewnętrzną powłokę, tak jak gazy szlachetne po prawej stronie układu. Dlatego też pierwiastki po lewej – jako metale – chętnie oddają elektrony, a pierwiastki po prawej chętnie je przyjmują (oprócz gazów szlachetnych, których zewnętrzna powłoka już jest zapełniona). Lżejsze pierwiastki na środku układu wolą dzielić się elektronami z innymi atomami. Poza tym tendencja do oddawania elektronów wzrasta w dolnych rzędach, ponieważ powłoki atomowe takich pierwiastków stają się coraz większe, a elektrony peryferyjne² są słabo powiązane z jądrem. Metale znajdują się po lewej i na dole, niemetale – na górze po prawej, a mało reaktywne gazy szlachetne w kolumnie po prawej. Metale zdecydowanie dominują w układzie okresowym.Stabilność jąder atomowych - Balansując na krawędzi

Gdyby spontanicznie zbudować dowolne jądro atomowe z protonów i neutronów, prawdopodobnie nie byłoby ono stabilne. Jądra mogą się mianowicie przekształcać poprzez rozpad promieniotwórczy w inne jądra tak, by ostatecznie powstało jądro z możliwie jak największą energią wiązania.

Energia wiązania to wypadkowa konkurencyjnej walki między dwiema siłami: mocną, przyciągającą energią jądrową a siłą odpychania elektrycznego. Silna energia jądrowa pozwala na to, aby nukleony, czyli protony i neutrony – tworzyły jądra atomowe. Zakres oddziaływania tej siły jest jednak bardzo ograniczony, ponieważ oddziałuje ona jedynie między bezpośrednio sąsiadującymi nukleonami.

Energia wiązania w jądrze w MeV na nukleon dla najczęściej występujących jąder atomowych

Można zatem w uproszczeniu wyobrażać sobie jądra atomowe jako krople wody, ponieważ siła przyciągania między cząsteczkami wody również charakteryzuje się niewielkim zakresem oddziaływania. W tzw. modelu kroplowym jądra atomowe mają „napięcie powierzchniowe”, w związku z czym małe jądra chętnie łączą się w większe, jak krople wody. Z tego powodu podczas fuzji małych jąder atomów uwalnia się duża ilość energii, o ile siła ich odpychania elektrycznego może zostać przezwyciężona przez wysoką temperaturę.

Jądro atomowe z neutronami (na czarno) i protonami (na czerwono)

Przeciwnikiem silnej energii jądrowej jest siła odpychania elektrycznego między dwoma dodatnio naładowanymi protonami. Neutronów to nie dotyczy – są one neutralne pod względem elektrycznym. To odpychanie elektryczne jest co prawda znacznie słabsze między dwoma bezpośrednio sąsiadującymi protonami niż silna energia jądrowa, lecz działa ono na większe odległości, przez co odpychające oddziaływanie wszystkich protonów w jądrze sumuje się i może ostatecznie pokonać bardzo silną energię jądrową. W układzie okresowym nie istnieją już żadne stabilne jądra atomowe ponad pierwiastkiem ołowiu, który ma 82 protony.

Równowaga między tymi obiema siłami występuje mniej więcej przy pierwiastkach żelaza i niklu. Ich jądra mają największą energię wiązania na nukleon – zatem fuzja żelaza do cięższych jąder atomowych nie przynosi żadnego zysku energetycznego.

Ale czy wówczas jądra neutronowe bez żadnych protonów nie musiałyby być najbardziej stabilne? Trzeba przy tym wiedzieć, że neutron może poprzez rozpad beta przemienić się w proton, uwalniając energię oraz elektron i antyneutrino. W czystym jądrze neutronowym w obecności uwalnianej energii neutrony tak długo zmieniałyby się w protony, aż rosnąca energia elektryczna pola między protonami zużyłaby każdy kolejny przyrost energii. Również tutaj istnieje wartość optymalna, która w przypadku małych jąder prowadzi do wyrównanego stosunku między protonami a neutronami, natomiast większe jądra potrzebują trochę więcej neutronów.

Istnieje jeszcze szereg innych zjawisk, które wpływają na energię wiązania. Prowadzą one np. do tego, że jądra helu-4 oraz wiele jąder, które można zbudować z jąder helu-4, wykazują dosyć wysokie energie wiązania. Od tej zasady istnieją jednak wyjątki, co widać na przykładzie bardzo niestabilnego berylu-8. Mamy również dwie nietypowe luki w stabilności w samym środku grzbietu pierwiastków stabilnych: mianowicie wszystkie izotopy pierwiastków technetu (43 protony) i prometu (61 protonów) są niestabilne. Jak widać, jądra atomowe są złożonymi, kwantowo-mechanicznymi systemami wielocząsteczkowymi, które nas nieustannie zaskakują.

Okresy połowicznego rozpadu znanych jąder atomowych z liczbą protonów (Z) i liczbą neutronów (N). Tylko jądra przedstawione na wąskim, czarnym grzbiecie na środku wykresu są trwałeRozpady promieniotwórcze - Jądra atomowe szukają równowagi

Aby zmaksymalizować swoją energię wiązania, jądra atomowe próbują osiągnąć wyważony stosunek protonów do neutronów oraz średnią liczbę łączną nukleonów (protonów i neutronów). Mogą to osiągnąć na wiele sposobów, począwszy od fuzji jąder we wnętrzu gwiazd, a skończywszy na zjawisku znanym nam jako rozpad promieniotwórczy.

Bardzo ciężkie jądra atomowe chętnie pozbywają się nukleonów, ponieważ wówczas wzrasta energia wiązania pozostałych nukleonów w jądrze. Mogłyby one za to odpychać pojedyncze protony i neutrony, jednak jest to energetycznie niekorzystne i udaje się to tylko tym jądrom, które mają ekstremalną nadwyżkę protonów i neutronów. O wiele korzystniej jest od razu odepchnąć całą paczkę nukleonów mającą jak największą energię wiązania. Taką paczką jest jądro helu-4, zwane również cząstką alfa i składające się z dwóch protonów i dwóch neutronów. Związany z tym proces rozpadu promieniotwórczego nazywa się odpowiednio rozpadem alfa. Jeśli taka paczka jest większa, mówimy o rozszczepieniu jądra atomowego.

Drugim ważnym procesem rozpadu jest rozpad beta. Za jego pomocą jądro może przemieniać neutrony w protony lub na odwrót, aby w ten sposób osiągnąć korzystniejszy stosunek protonów do neutronów.

Prototyp rozpadu beta minus można znaleźć wśród wolnych neutronów. Wolny neutron o czasie połowicznego rozpadu wynoszącym około dziesięciu minut rozpada się na proton, elektron i tzw. antyneutrino elektronowe, wyzwalając energię. Nie jest też tak, że elektron czy antyneutrino istniały już we wnętrzu neutronu – one wówczas dopiero powstają!

Proces ten jest możliwy z energetycznego punktu widzenia tylko dlatego, że masa neutronu jest o ok. 0,14% większa niż masa protonu – odpowiada to 2,5 masom elektronu. Podczas rozpadu na proton, elektron i niemalże niemające masy antyneutrino, pozostaje ok. 1,5 mas elektronu, które zgodnie ze stworzonym przez Einsteina wzorem E = m ⋅ c² mogą przekształcić się w energię. Masa nie jest bowiem niczym innym jak uwięzioną energią. Każde uwolnienie energii jest związane ze stratą masy, a każde przyjęcie energii – z przyrostem masy. Na przykład podczas tworzenia jądra helu-4 jako energia uwalniane jest 0,8% całkowitej masy – jest to również nazywane ubytkiem masy. Zasada ta obowiązuje nie tylko w fizyce jądrowej, lecz także w chemii, jednak nie jest wówczas tak zauważalna, ponieważ energia podczas reakcji chemicznych jest wiele milionów razy słabsza niż podczas procesów jądrowych.

Podczas rozpadu neutronu w jego wnętrzu zachodzi przemiana kwarku dolnego w kwark górny, w ramach której wysyłany jest krótkotrwały bozon W^(–). Ten natychmiast rozpada się na elektron i na antyneutrino elektronowe. Upływ czasu na diagramie (diagram Feynmana) jest oznaczony strzałką wskazującą do góry, a antycząstki zostały przedstawione za pomocą strzałki wskazującej w kierunku przeciwnym do kierunku upływu czasu

Neutrony potrafią się przemieniać w protony podczas rozpadu beta również we wnętrzu jąder atomu, przy czym nowo powstały elektron i antyneutrino z dużą energią szukają jak największego zasięgu. Neutrony w jądrze mogą być jednak też stabilne, jeśli łączny bilans energetyczny wszystkich biorących udział w procesie jąder podczas przemiany neutronów w protony miałby pochłonąć energię.

Wolne protony – w przeciwieństwie do wolnych neutronów – są stabilne, ponieważ są nieco lżejsze niż neutrony, a ich przemiana w neutrony kosztowałaby energię. Jednakże jako elementy składowe jąder mogą stać się one niestabilne, jeśli w tym procesie miałaby łącznie zostać uwolniona energia. Rozpadają się wówczas w tzw. rozpadzie beta plus na jeden neutron, pozytron (antycząstkę elektronu) oraz na jedno neutrino elektronowe, w wyniku czego dany proton przekształca się w neutron.

Poza rozpadem alfa i beta często spotykany jest również rozpad gamma – najczęściej jako zjawisko im towarzyszące. Rozpad gamma zachodzi, gdy w wyniku procesów jądrowych powstaje jądro atomowe w stanie wzbudzonym, które promieniuje swoją energią w postaci wysokoenergetycznego fotonu, określanego również jako kwant gamma.

Rodzaje rozpadów promieniotwórczych poszczególnych jąder atomowych (nuklidów)Równania reakcji chemicznych - Język chemii

Kto pragnie zrozumieć chemię, ten musi poznać język, którym się ona posługuje, czyli tak zwane równania reakcji. Za ich pomocą notuje się „wypowiedzi” dotyczące podstawowych zachowań wszystkich pierwiastków – na przykład to, w jakie cząsteczki się one łączą oraz co dzieje się z atomami i cząsteczkami, kiedy się ze sobą spotkają. Te wypowiedzi mają bardzo charakterystyczną formę. Na przykład, kiedy sód reaguje z chlorem w odpowiednich warunkach, wówczas powstaje sól kuchenna. Równanie takiej reakcji wygląda następująco:

2 Na + Cl₂ → 2 NaCl

Taki zapis oznacza dokładnie to samo co poprzedzające go zdanie, jest jednak znacznie krótszy i bardziej przejrzysty oraz zawiera dodatkowe informacje. Wystarczy tylko znajomość kilku podstawowych zasad. Na przykład każdy typ atomu ma charakterystyczny dla siebie skrót³: sód – Na, a chlor – Cl. Kiedy bezpośrednio po sobie pojawiają się dwa (lub kilka) skrótów nazw, wówczas mówimy o związkach, które tworzą te pierwiastki. W danym związku połączenia chemiczne zespajają ze sobą atomy, które pojawiają się wówczas w konkretnych stosunkach ilościowych⁴. Przykładowo w chlorku sodu⁵ na każdy atom sodu przypada dokładnie jeden atom chloru.

Kryształy soli kuchennej (NaCl)

Na przykładzie tego równania widać, że pierwiastek chlor nie występuje w postaci pojedynczych atomów, lecz zawsze w parach. Liczba u dołu skrótu pokazuje, ile atomów chloru występuje w najmniejszej jednostce pierwiastka, czyli cząsteczce chloru Cl₂. Czegoś nam jednak jeszcze brakuje. Równania reakcji nie na darmo są zwane równaniami. Liczba wszystkich atomów musi być taka sama po obu stronach. Te właśnie liczby znajdują się przed symbolami pierwiastków i wzorami związków. Można je łatwo obliczyć, zapisując i rozwiązując równanie z trzema niewiadomymi:

x Na + y Cl₂ → z NaCl

x = z

2 y = z

x = 2 y

Tradycyjnie korzysta się z rozwiązania z najmniejszymi możliwymi liczbami. Im więcej rodzajów atomów, tym bardziej skomplikowane stają się obliczenia. Tak samo jest, gdy chce się uwzględnić dodatkowe informacje, na przykład dotyczące tego, jaki proces konkretnie zachodzi podczas takiej reakcji. Jeśli przyjrzeć się dokładniej, atomy nie tylko się łączą, lecz przede wszystkim wymieniają elektrony i przez to zmieniają swój ładunek. Jest to określane jako reakcja redoks:

2 Na + Cl₂ → 2 Na⁺ + 2Cl^(–)

Fakt, że elektrony zmieniają swoich właścicieli, można wyrazić również za pomocą dwóch równań częściowych, w których elektrony są konkretnie oznaczone:

2 Na → 2 Na⁺ + 2 e^(–)

Cl₂ + 2 e^(–) → 2 Cl^(–)

Jeśli połączyć te dwa równania ze sobą, to elektrony zrównoważyłyby się. Zasady stojące za równaniami reakcji obowiązują zarówno dla najprostszych, jak i o wiele bardziej skomplikowanych reakcji. W końcu za każdym takim równaniem reakcji kryje się wypowiedź, którą w przeciwnym razie trzeba byłoby niewspółmiernie długo wyjaśniać.

Skąd wiemy to wszystko? Na przykład to, że chlor tworzy dwuatomowe cząsteczki albo że łączy się z sodem dokładnie w stosunku 1 : 1, przyjmując dokładnie jeden elektron. Niektóre z tych faktów można odczytać z układu okresowego, a przynajmniej odnośnie tego przykładu. Lecz często konieczne jest jeszcze posiadanie dodatkowych informacji o danych pierwiastkach i tworzonych przez nie połączeniach, powstałych na przykład w trakcie eksperymentów chemicznych. Jeśli ktoś chce sam zapisywać takie równania reakcji, musi mieć dużą wiedzę o zachowaniu poszczególnych pierwiastków i cząsteczek związków. Poza tym można też to wszystko odczytać właśnie z równań reakcji – o ile umiemy je odcyfrować.Wiązania chemiczne - Siła tkwi w elektronach

Pierwiastek pozostaje pierwiastkiem – podczas reakcji chemicznych jądra atomowe nie zmieniają się, dzięki czemu zapewniają one w ten sposób tożsamość atomów. Średniowieczni alchemicy jeszcze o tym nie wiedzieli, dlatego próbowali na przykład przemieniać metale nieszlachetne w złoto i srebro, co było daremnym wysiłkiem. Dopiero procesy jądrowe, jakie zachodzą podczas rozpadu promieniotwórczego lub podczas reakcji syntezy jądrowej we wnętrzu gwiazd, mogą zmieniać jądra atomów, a tym samym pierwiastki.

Niemal nieograniczona zdolność pierwiastków chemicznych do tego, aby się ze sobą łączyć, opiera się z kolei na niestałości lekkich elektronów. Gdy tylko spotkają się dwa atomy, ich elektrony zaczynają się niespokojnie poruszać, tworząc w ten sposób wiązanie chemiczne – jest to podstawowy warunek dla powstawania cząsteczek, minerałów oraz ludzi.

W fluorowodorze atom fluoru i atom wodoru dzielą się parą elektronową (wiązanie kowalencyjne). Poszczególne atomy mają jednak różne wartości elektroujemności, co powoduje powstanie dodatnich i ujemnych ładunków cząstkowych (polarność)

Zdolność atomów do wiązania własnych elektronów i przyciągania obcych elektronów z ich pierwotnych miejsc określana jest jako elektroujemność. Jest ona w skomplikowany sposób powiązana z ładunkiem jądra atomu oraz z tym, jak daleko są od niego oddalone elektrony walencyjne. Te najbardziej położone na zewnątrz elektrony są również nazywane elektronami wiążącymi, bo to, jak się zachowują, decyduje o tym, czy utworzą się cząsteczki albo czy atomy w kracie z metalu lub w soli połączą się.

W cząsteczce metanu (CH₄) każdy atom wodoru jest połączony z centralnym atomem węgla przez parę elektronów (wiązanie kowalencyjne przedstawione schematycznie jako pręt)

Atomy w cząsteczkach tworzą wiązania kowalencyjne. Wiązania te powstają dzięki parom elektronów, stąd również pojęcie wiążącej pary elektronów. Wówczas oba elektrony poprzez efekt kwantowo-mechaniczny przyjmują wspólny stan: wolą być we dwójkę niż osobno. Dlatego elektrony, które nie znajdują partnera we własnym atomie, tak chętnie wiążą się z pojedynczymi elektronami innych atomów – nowa para należy wówczas do obu atomów. Aby mogło powstać wiązanie kowalencyjne, elektroujemność danych atomów nie może się za bardzo od siebie różnić – akceptowalne są małe różnice.

Im bardziej różni się od siebie elektroujemność poszczególnych atomów, tym silniej elektroujemny pierwiastek przyciąga do siebie wiążącą parę elektronową, zyskując przy tym naddatek ujemnego ładunku, podczas gdy atom partnerski traci ładunek ujemny. Dzięki temu zjawisku cząsteczki nie są równomiernymi zbiorami atomów, lecz zawierają często obszary o bardziej lub mniej silnym ładunku. Na przykład cząsteczki wody są małymi dipolami, w których silnie ujemny tlen ma oczywiście ładunek ujemny, natomiast oba atomy wodoru – ładunek dodatni. Dlatego też cząsteczki wody próbują tak się wobec siebie ustawić, żeby atomy wodoru znajdowały się jak najbliżej atomów tlenu sąsiednich cząsteczek oraz aby mogły z nimi utworzyć słabe wiązania wodorowe (tzw. mostki wodorowe).

Między polarnymi cząsteczkami wody mogą się wytworzyć wiązania wodorowe (linie przerywane). Sprawiają one, że woda w temperaturze pokojowej jest cieczą, a nie gazem

Jeśli wartości elektroujemności poszczególnych atomów bardzo się od siebie różnią, podczas walki o elektrony wyłaniają się konkretni zwycięzcy i przegrani. Atom o większym ładunku ujemnym zabiera innemu atomowi elektrony wiązania. Przez to zyskuje on ładunek ujemny, a tamten – dodatni. Atomy o takich ładunkach nazywane są jonami. A ponieważ przeciwne ładunki przyciągają się, jony te łączą się ze sobą bardzo mocno, korzystając jedynie z przyciągania między ładunkiem dodatnim a ujemnym. Tak zwane wiązanie jonowe jest bardzo stabilne. Jest to również powód, dla którego sole topią się dopiero w bardzo wysokiej temperaturze.

Chlorek sodu tworzy sieć jonową z dodatnich jonów sodu (kolor niebieski) i ujemnych jonów chlorkowych (kolor zielony). Dipolowe cząsteczki wody mogą otaczać te jony i uwalniać je z sieci

Elektroujemność odpowiada także za to, że metale zachowują się jak metale. Atomy metali nie potrafią tak dobrze zatrzymać elektronów lub sobie ich nawzajem zabierać. Dlatego też atomy w metalu dzielą się co prawda swoimi elektronami wiążącymi, ale one z kolei korzystają z ogromnej swobody: mogą poruszać się bez przeszkód po całej bryle metalu, natomiast dodatnio naładowane resztki atomu⁶ tworzą regularną sieć. Elektrony są tak mobilne, że mogą nawet wychodzić poza tę sieć. Dlatego też metale przewodzą prąd elektryczny.

W metalu dodatnie zręby atomowe są otoczone swobodnymi elektronami