54

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

55

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

Należy pamiętać, że im wyżej krotne jest wiązanie, tym jego długość jest mniejsza, a energia 
większa.

Na podstawie różnicy elektroujemności można określić typ/rodzaj wiązania chemicznego: 
umownie przyjęto, że wiązanie kowalencyjne powstaje, gdy różnica elektroujemności ∆E 
atomów pierwiastków tworzących cząsteczkę jest niewielka lub równa zero (∆E < 0,4). Wią-
zanie kowalencyjne spolaryzowane tworzy się pomiędzy atomami pierwiastków, dla któ-
rych różnica elektroujemności ∆E przyjmuje wartości 0,4 ≤ ∆E < 1,7, a wiązanie jonowe 
powstaje między pierwiastkami znacznie różniącymi się elektroujemnością (∆E ≥ 1,7).

Wiązanie kowalencyjne (atomowe) polega na uwspólnieniu odpowiedniej liczby elektro-
nów  walencyjnych,  czyli  utworzeniu  odpowiedniej  liczby  wiążących  par  elektronowych. 
Uwspólniona para lub pary elektronowe znajdują się między rdzeniami atomów, a zatem 
w równym stopniu oddziałują na nie jądra obu atomów. Jeżeli uwspólniono jedną parę elek-
tronową, to wiązanie nazywamy pojedynczym, jeżeli uwspólniono dwie pary elektronowe – 
podwójnym, a trzy – potrójnym. Krotność wiązania wynosi odpowiednio: jeden, dwa, trzy, 
np.

cząsteczka fluoru

cząsteczka azotu

N N

F F

Jedna wspólna para elektronowa:

wiązanie pojedyncze

 ▪

krotność wiązania jest równa 1

 ▪

Trzy wspólne pary elektronowe:

wiązanie potrójne

 ▪

krotność wiązania jest równa 3

 ▪

Wiązanie kowalencyjne może być spolaryzowane. Polaryzacja wiązania polega na przesu-
nięciu  wspólnej  pary  elektronowej  w  kierunku  atomu  o  większej  elektroujemności,  gdyż 
rdzeń tego atomu silniej oddziałuje na wiążącą parę elektronową. Konsekwencją tego jest 
rozdzielenie ładunku wewnątrz cząsteczki: atom bardziej elektroujemny zyskuje cząstkowy 
ładunek ujemny (δ–), a atom mniej elektroujemny cząstkowy ładunek dodatni (δ+).

Cząsteczka HF jest dipolem. Dipol to układ dwóch ładunków elektrycznych q o jednakowej 
wartości, lecz przeciwnych znakach, znajdujących się w niewielkiej odległości l.

μ = q · l                  [D] = [C · m]

Stopień polaryzacji wiązania można określić, podając moment dipolowy wiązania. Zgodnie 
z umową jest to wektor o zwrocie od bieguna ujemnego do bieguna dodatniego. Jeżeli w czą-
steczce występuje kilka wiązań atomowych spolaryzowanych, to można (w pewnym uprosz-
czeniu) przyjąć, że moment dipolowy cząsteczki  μ  jest sumą wektorową momentów dipolo-
wych poszczególnych wiązań:  μ = 

∑

μ

i

 

i

.

1930

Robert S. Mulliken 
(1896-1986), amerykański 
fizyk. Nagroda Nobla (1966) 
z chemii.
John Clarke Slater 
(1900-1976), amerykański  
fizyk i chemik.
Friedrich Hermann Hund 
(1896-1997), niemiecki fizyk. 

Teoria orbitali molekularnych.

1939

Linus Pauling 
The Nature of the Chemical Bond

Usystematyzował  wiedzę  na  temat 
wiązań chemicznych; wyjaśnił teorię 
hybrydyzacji, wiązań kowalencyjnych 
i jonowych oraz elektroujemności.

Wiązania chemiczne i budowa cząsteczek

Wiązanie chemiczne to oddziaływanie pomiędzy elektronami atomów, szczególnie elektro-
nami walencyjnymi, prowadzące do powstania połączeń pomiędzy atomami. 
Przyczyną  tworzenia  wiązań  chemicznych  pomiędzy  atomami  jest  ich  „dążenie”  do 
zmniejszenia energii i uzyskania trwałej walencyjnej konfiguracji elektronowej najbliż-
szego gazu szlachetnego:

helu – dwa elektrony na ostatniej powłoce 

 ▪

 dublet elektronowy (reguła dubletu);

neonu, itd. – osiem elektronów na ostatniej powłoce 

 ▪

 oktet elektronowy (reguła 

oktetu).

Powyższe stwierdzenia stanowią podstawę elektronowej teorii wiązań Lewisa i Kossela. Pier-
wiastki mogą uzyskać trwałą, stabilną i gwarantującą niższy energetycznie stan układu kon-
figurację elektronową, w następujący sposób:

przez  uwspólnienie  elektronów  poszczególnych  atomów  lub  par  elektronowych  jednego 

 ▪

atomu;
przez przeniesienie elektronów z atomu jednego pierwiastka do atomu innego pierwiastka.

 ▪

Wiązania chemiczne można klasyfikować ze względu na:

krotność wiązania (np. pojedyncze, podwójne, potrójne);

 ▪

długość wiązania (czyli odległość między środkami atomów lub odległość jąder połą-

 ▪

czonych atomów);
energię wiązania (czyli średnią wartość energii dysocjacji wiązania w fazie gazowej dla 

 ▪

wszystkich wiązań tego samego typu w obrębie tego samego rodzaju chemicznego);
rodzaj/typ wiązania (np. atomowe, atomowe spolaryzowane, jonowe).

 ▪

4.1.

56

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

57

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

Wiązanie koordynacyjne może powstawać też pomiędzy dwiema cząsteczkami, np.

H

3

N 

 BF

3

Wiązanie  koordynacyjne  powstaje  pomiędzy  cząsteczką  amoniaku,  będącą  donorem  pary 
elektronowej, a cząsteczką fluorku boru, będącą akceptorem pary elektronowej. Cząstecz-
ka BF

3

 reprezentuje układ z tzw. niedoborem elektronów, gdyż atomy fluoru spełniają regułę 

oktetu, a atom boru nie. Atom boru ma sześć elektronów walencyjnych, czyli do oktetu bra-
kuje mu dwóch elektronów, których pozyskanie możliwe jest dzięki utworzeniu z NH

3 

wiąza-

nia koordynacyjnego.

Rozważmy także budowę innej cząsteczki, np. kwasu azotowego(V). W cząsteczce tego kwasu 
wiązanie koordynacyjne powstaje pomiędzy atomem azotu i atomem tlenu:

H   O   N

O

O

Istotą wiązania jonowego jest elektrostatyczne oddziaływanie między prze-
ciwnie naładowanymi jonami, powstającymi wskutek przeniesienia elektronu 
(elektronów)  z  atomu  pierwiastka  mniej  elektroujemnego  do  atomu  pier-
wiastka bardziej elektroujemnego. Wiązanie jonowe występuje np. w tlenku 
wapnia (CaO). W sieci krystalicznej tlenku wapnia kationy wapnia oddziałują 
elektrostatycznie z anionami tlenkowymi:

20

Ca  

–2e

–

  

20

Ca

2+

         

16

O  

+2e

–

  

16

O

2–

[Ca

2+

][O

2-

]

W celu uzyskania walencyjnej konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego atom wapnia 
oddaje  dwa  elektrony  walencyjne,  tworząc  Ca

2+

.  Kation  wapnia  ma  na  ostatniej  powłoce 

elektronowej osiem elektronów, a więc oktet elektronowy. Atom tlenu przyjmuje dwa elek-
trony „oddane” przez atom wapnia i uzyskuje w ten sposób oktet elektronowy na ostatniej 
powłoce (reguła oktetu zostaje spełniona). 

Jednym z najlepiej znanych związków jonowych jest sól kuchenna, czyli chlorek sodu. Poni-
żej przedstawiono fragment sieci krystalicznej tego związku oraz mechanizm powstawania 
oddziaływań pomiędzy tworzącymi ją jonami.

Cl

Cl

Na

Na

+

-

[

11

Na] = K

2

L

8

M

1

 

 [

11

Na

+

] = K

2

L

8

 = [Ne]

[

17

Cl] = K

2

L

8

M

7

 

 [

17

Cl

–

] = K

2

L

8

M

8

 = [Ar]

W zależności od rodzaju symetrii cząsteczki jej moment dipolowy może być równy zero (czą-
steczka  symetryczna,  w  której  istnieją  elementy  symetrii,  takie  jak  np.  środek  symetrii, 
płaszczyzna symetrii, itp.) albo różny od zera, np.

S

µ

1

½ δ-

δ-

µ

2

½ δ+

H

H

µ

1

µ

  0

µ

µ

2

C

O

O

µ

1

δ-

δ-

2 δ+

µ

2

µ

1

µ

 = 0

µ

2

Cząsteczka siarkowodoru ma budowę kątową (niesyme-
tryczny rozkład ładunków – cząsteczka jest dipolem).

Cząsteczka CO

2

 ma budowę liniową (symetryczny rozkład 

ładunków – cząsteczka nie jest dipolem).

Substancje polarne (µ  0) są zwykle dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych 
(np. w wodzie), natomiast substancje niepolarne (µ = 0) słabo rozpuszczają się w rozpuszczal-
nikach polarnych.

SPRAWDŹ SIĘ

 

4.1.1.  Określ rodzaj wiązań cząsteczki H

2

O oraz przedstaw schemat ich tworzenia, wzór 

elektronowy kreskowy odzwierciedlający rzeczywisty kształt cząsteczki i kąt między 
wiązaniami. Odpowiedz na pytanie: czy cząsteczka jest polarna? 

Wiązanie koordynacyjne jest szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego. Wiąza-
nie to nazywane jest wiązaniem donorowo-akceptorowym, gdyż tworząca je para elektrono-
wa pochodzi od jednego z atomów, zwanego donorem. Atom, który ją przyjmuje, został na-
zwany akceptorem. Wiązanie to ilustruje się strzałką skierowaną od donora do akceptora:

+

N

H

H   N   H

H

+

  +  NH

3

 = [H 

 NH

3

]

+

         lub

W powyższym równaniu, przedstawiającym tworzenie kationu amonowego, kation wodoru 
„potrzebuje” dwóch elektronów do spełnienia reguły dubletu, atom azotu w cząsteczce amo-
niaku ma już osiem elektronów, czyli oktet elektronowy. Atom azotu, oddając swoją wolną 
parę elektronową, czyli dwa z ośmiu elektronów, na „wspólne użytkowanie” z kationem wo-
doru, nie traci elektronów, dzięki czemu kation wodoru zyskuje dwa elektrony i spełniona 
zostaje dla niego reguła dubletu. W jonie amonowym NH

4

+

 występują cztery wiązania ato-

mowe spolaryzowane, w tym jedno koordynacyjne.

Trener – str. 6, 7, 8, 10

58

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

59

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

Wiązanie wodorowe należy do oddziaływań międzycząsteczkowych lub wewnątrzcząstecz-
kowych. Wiązanie takie wytwarza się pomiędzy cząsteczkami związków zbudowanych z ato-
mu wodoru i atomu innego silnie elektroujemnego pierwiastka, mającego niewiążące pary 
elektronowe. Na atomie wodoru gromadzi się cząstkowy ładunek dodatni, a na atomie dru-
giego pierwiastka cząstkowy ładunek ujemny. Wiązanie wodorowe polega więc na elektro-
statycznym przyciąganiu pomiędzy atomem wodoru a wolną parą elektronową atomu pier-
wiastka silnie elektroujemnego. Atomy biorące udział w tworzeniu wiązania wodorowego 
mogą należeć do tej samej cząsteczki lub różnych cząsteczek, np.

H   CN … H   CN … H   CN

H

H

H

F

F

F

SPRAWDŹ SIĘ

4.1.2.  Czy pomiędzy cząsteczkami NH

3

 może się tworzyć wiązanie wodorowe? Odpowiedź 

uzasadnij.

4.1.3.  Na  podstawie  różnicy  elektroujemności  określ  rodzaj/typ  wiązania  chemicznego 

(wpisując jego nazwę do tabeli) w następujących substancjach:

H

2

S

Na

2

S

SiO

2

Li

2

O

Br

2

NH

3

CCl

4

4.1.4.  Przedstaw wzory elektronowe następujących substancji: PH

3

, CS

2

, Br

2

O.

4.1.5.  Czy przedstawione poniżej cząsteczki (przy założeniu, że tworzone wiązania są wią-

zaniami atomowymi spolaryzowanymi) mają zerowy czy niezerowy moment dipolo-
wy? Odpowiedź uzasadnij.

Rys. 1

Rys. 2

4.1.6.  Jakie jony tworzą sieć krystaliczną wodorotlenku sodu? Przedstaw je za pomocą 

wzorów elektronowych. 

4.1.7.  Przedstaw za pomocą wzorów elektronowych kwasy: chlorowy(I) i chlorowy(VII).

Trener – str. 18, 20, 25, 26

model kryształu chlorku sodu (NaCl)

próbka chlorku sodu (NaCl)

Należy pamiętać, że nie istnieją pojedyncze cząsteczki związku jonowego. Wzór sumaryczny 
takiego związku (np. CaO, NaCl) określa rodzaj jonów w sieci krystalicznej oraz ich stosunek 
ilościowy. 

Wiązanie jonowe (niezależnie od wartości ∆E) występuje w tlenkach, wodorkach, wodoro-
tlenkach i solach metali aktywnych.

Przykłady innych związków jonowych:

węglan sodu (Na

2

CO

3

)

azotan(V) potasu  (KNO

3

)

wodorek sodu (NaH)

O

O

C

Na

+

Na

+

O

kation prosty anion złożony

2–

N

K

+

kation prosty anion złożony

–

O

O

O

Na

+  

[H ]

-

kation prosty anion prosty

Inne rodzaje wiązań

Wiązanie metaliczne występuje w kryształach metali, stopach metali i związkach między-
metalicznych. Polega na elektrostatycznym oddziaływaniu dodatnich rdzeni atomowych me-
tali ze swobodnie poruszającymi się elektronami (gaz elektronowy). Swobodne elektrony od-
powiedzialne są za wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne metali, ich połysk, kowalność 
i ciągliwość. Poniżej znajduje się schematyczny rysunek obrazujący powstawanie wiązania 
metalicznego sodu.

struktura krystaliczna sodu

próbka sodu

60

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

61

repetytorium

Wiązania chemiczne. Budowa cząsteczki

Związki glinu i boru należą do związków z deficytem elektronowym – dla atomu cen-

 ▪

tralnego nie jest spełniona reguła oktetu (na powłoce walencyjnej jest mniej niż osiem 
elektronów), np. BCl

3

.

Związki fosforu należą do tzw. związków z nadmiarem elektronów atomu centralnego 

 ▪

(powłoka walencyjna tego atomu zawiera więcej niż osiem elektronów), np. PCl

5

.

Budowa cząsteczki na gruncie teorii orbitali molekularnych

Hybrydyzacja orbitali atomowych

Hybrydyzacja to zabieg matematyczny polegający na kombinacji liniowej walencyjnych orbitali 
atomowych tego samego atomu. Otrzymane zhybrydyzowane orbitale (hybrydy) charakteryzują 
się jednakowym kształtem konturu i energią, co odróżnia je od orbitali, z których powstały. 
Typ hybrydyzacji określa, które walencyjne orbitale atomowe zostały poddane matematyczne-
mu przekształceniu, a jednocześnie wyznacza rozmieszczenie przestrzenne powstałych hybryd. 
Hybrydy są ułożone w przestrzeni w sposób gwarantujący ich minimalne oddziaływania.

Krótką charakterystykę typów hybrydyzacji przedstawia poniższa tabela.

Typ 

hybrydyzacji

Ułożenie hybryd

Nazwa hybrydyzacji

sp

180°

dwie hybrydy ułożone liniowo

hybrydyzacja 

dygonalna

4.2.

Porównanie właściwości substancji o budowie jonowej 

i kowalencyjnej

Substancje jonowe

Substancje z wiązaniami kowalencyjnymi

Ciała stałe

Gazy, ciecze lub ciała stałe

Na ogół dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach po-
larnych, np. w wodzie, ulegając dysocjacji elektrolitycznej.

Bardzo  słabo  rozpuszczają  się  w  wodzie,  rozpuszczają  się  
w rozpuszczalnikach niepolarnych.

Jonowa sieć krystaliczna zawierająca rozmieszczone w spo-
sób uporządkowany jony. 
Jony (kationy i aniony) oddziałują na siebie siłami elektro-
statycznymi. 

Są to substancje stałe, mające wysokie temperatury top-
nienia, dużą wytrzymałość i twardość.

Jako ciała stałe mogą formować:

kryształy  molekularne:  tworzone  zazwyczaj  przez  czą-

 ▪

steczki  oddziałujące  na  siebie  słabymi  siłami  van  der 
Waalsa; charakteryzują się niskimi temperaturami top-
nienia i wrzenia, niewielką twardością i małą wytrzyma-
łością mechaniczną; np. jod, tlen, zestalony metan;
kryształy kowalencyjne: tworzone są przez atomy połączo-

 ▪

ne wiązaniami kowalencyjnymi; charakteryzują się wyso-
kimi temperaturami wrzenia i topnienia, dużą twardością 
i wytrzymałością  mechaniczną; np. diament, SiO

2

.

W stanie stopionym i w roztworze wodnym przewodzą prąd.

Nie przewodzą prądu elektrycznego (z wyjątkiem grafitu).

Substancje metaliczne

Sieć krystaliczna jest utworzona przez dodatnie rdzenie atomowe oddziałujące ze swobodnie krążącymi elektronami; 
cechują się połyskiem, kowalnością, ciągliwością, dobrym przewodnictwem ciepła i elektryczności; 
mają wysokie temperatury topnienia.

Dla  niektórych  substancji  można  zaobserwować  zjawisko  zwane  polimorfizmem.  Polega 
ono na tym, że substancja w zależności od warunków temperatury i ciśnienia może krystali-
zować w kilku odmianach krystalicznych (różniących się budową sieci przestrzennej). W przy-
padku substancji prostej zjawisko to nosi nazwę alotropii.

Cząsteczki z deficytem i nadmiarem elektronów

Cząsteczki niektórych substancji mogą być trwałe i mogą istnieć, mimo iż nie są dla nich speł-
nione reguły oktetu i dubletu. Na następnej stronie omówiono przykłady takich związków.