1

Problemy do rozważenia...

•  Jak tworzą się wiązania?

•  Jakiego rodzaju wiązania?

•  Jakie własności wynikają z rodzaju wiązań?

WIĄZANIA MIĘDZYATOMOWE 

I WŁASNOŚCI MATERIAŁÓW

Ciekawy przykład - węgiel: 

Dwie odmiany:

 

grafit

 

i

 

diament

grafit  – miękki, "smarujący"

diament – najtwardszy znany materiał

2

Struktura Atomowa (Chemia)

• atom – 

elektrony

 –  9.11 x 10

-31

 kg 

     

protony

 

      

neutrony

• Liczba atomowa Z 

= liczba protonów w jądrze atomu

           

    

= liczba elektronów (atom obojętny)

            

N

   =  liczba neutronów może być różna (

izotopy

)

• Masa atomowa

 

A

 = masa 6.023 x 10

23

 atomów

 

 

• Jednostka masy atomowej 

 = jma = u = 1/12 masy 

12

C

         

(A = 12.0000) 

 

 

A = Z + N

 

1 jma/atom = 1g/mol

C    12.011

H    1.008 etc.

}

 1.67 x 10

-27

 kg

Liczba Avogadra

3

Model atomu wg Bohra

jądro – protony + 
neutrony

Energie elektronów są skwantowane

Wartości energii (stany) – ściśle określone 
wartości

Dozwolone stany 
energetyczne dla 
wodoru

Bardziej dokładny jest 
model falowy – mechanika 
kwantowa

Elektrony 
walencyj
ne

4

Model falowy

Elektrony wykazują 
zarówno właściwości 
falowe jak i 
czasteczkowe

Położenie pojedynczego 
elektronu jest 
traktowane jako rozkład 
prawdopodobieństwa 
wokół jądra

Zasada Pauliego - w 
atomie nie może być 
więcej niż 2 elektronów 
znajdujących się w tym 
samym stanie 

5

Struktura Elektronowa

• Elektrony mają właściwości falowe i korpuskularne + 

zasada Pauli'ego:  

– Elektrony zajmują ścisle określone stany energetyczne 

zdefiniowane przez prawdopodobieństwo 

(orbitale)

.

– Każdy orbital ma dyskretny poziom energii określony przez 

liczby kwantowe

.

 
Liczby kwantowe  Oznaczenie 

n = główna (określa powłokę)

K, L, M, N, O  (1, 2, 3, etc.)

l = poboczna (podpowłoka)

s, p, d, f   (0, 1, 2, 3,…, n

 

-1)

m

l

 = magnetyczna

1, 3, 5, 7 (-l ÷ +l)

m

s

 = spin ½, -½

 

6

Stany Energetyczne Elektronów

Elektrony zajmują kolejne orbitale na 

kolejnych powłokach tak aby atom jako 
całość posiadał jak najniższą energię. 

Znając 

liczbę atomową

 danego pierwiastka 

można łatwo samemu ustalić jego 
konfigurację elektronową

Reguły:
1.

Najpierw zapełnieniu ulegają orbitale "s", 
potem    "p", potem "d" i na końcu "f". 

2.

Orbitale z wyższych warstw są zapełniane 
dopiero po całkowitym zapełnieniu warstw 
niższych.

3.

Na orbitalach s mogą być tylko 2 
elektrony, na p 6, na d 10 i na f 14

4.

W pierwszej powłoce jest tylko orbital s, w 
drugiej są orbitale s i p, w trzeciej s, p i d i 
w końcu w czwartej i piątej pojawiają się 
jeszcze orbitale f. 

7

Liczba możliwych stanów energetycznych 

elektronów w powłokach i podpowłokach 

8

  

 

Większość pierwiastków ma konfigurację elektronową niestabilną

PRZEGLĄD PIERWIASTKÓW

Konfiguracja electronowa

(stabilna)

... 

... 

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

(stabilna)

... 

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

2

4p

6

(stabilna)

             

Z

 

 

 

18

...

36

Pierwiastek

1s

1

 

1

Wodór

1s

2

2

Hel

1s

2

2s

1

 

3

Lit

1s

2

2s

2

4

Beryl

1s

2

2s

2

2p

1

5

Bor

1s

2

2s

2

2p

2

6

Węgiel

...

1s

2

2s

2

2p

6

(stabilna)

10

Neon

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

11

Sód

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

 

12

Magnez

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

1

13

Aluminium

...

Argon

...

Krypton

9

Elektrony

• Elektrony walencyjne

 – 

elektrony w 

najdalszej (zewnętrznej) powłoce, biorą udział 
w tworzeniu wiązań międzyatomowych

• Elektrony walencyjne

 

wpływają 

(poprzez wiązania) na nastepujące własności:

1)Chemiczne
2)Electryczne 
3)Cieplne
4)Optyczne

Powłoka walencyjna

 nie jest zwykle w 

pełni obsadzona elektronami

10

Konfiguracje Elektronowe

np:  Fe,  Z  

=

26

Elektrony 

walencyjne

1s

2s

2p

K  n = 1

L  n = 2

3s

3p

M  n = 3

3d

4s

4p

4d

Energia

N  n = 4

1s

2

   2s

2 

2p

6

   3s

2

 3p

6

3d

 

6

  4s

2

11

Układ okresowy pierwiastków

Kolumny:

  Podobna struktura 

walencyjna

Pierwiastki elektrododatnie:
chętnie oddają elektrony
i stają się jonami dodatnimi

Pierwiastki elektroujemne:
chętnie pobierają elektrony i stają się 
jonami ujemnymi

  

o

d

d

a

je

 1

e

  

o

d

d

a

je

 2

e

  

  

o

d

d

a

je

 3

e

  

 g

a

z

 d

o

s

k

.

  

 p

rz

y

jm

u

je

 1

e

  

p

rz

y

jm

u

je

 2

e

O

Se

Te

Po At

I

Br

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

F

Cl

S

Li

Be

H

Na

Mg

Ba

Cs

Ra

Fr

Ca

K

Sc

Sr

Rb

Y

12

•  Zakres od 

0.7

 do 

4.0

,

Mniejsza elektroujemność

Większa elektroujemność

•  Duże wartości:  tendencja do przyjmowania elektronów

Elektroujemność

13

•  

Występuje pomiędzy 

+

 i 

-

 jonami

•  

Wymaga 

transferu electronów

•  

Wymagana duża różnica w elektroujemności

 

Przykład:  

NaCl

Wiązanie jonowe

Na (metal)

 

niestabilny

Cl (niemetal) 

niestabilny

elektron 

+ 

 

- 

 

Przyciąganie

 

kolumbowskie

 

Na (kation) 

stabilny

Cl (anion)

 

stabilny

Siły 
Coulomba

Przejście elektronu z zewnętrznej powłoki Na do Cl prowadzi do 
utworzenia trwalszej struktury elektronowej, gdyż powstały jon Na

+

 ma 

całkowicie zapełnioną zewnętrzną powłokę. Atom Cl przyłącza natomiast 
chętnie elektron, gdyż jon Cl

–

 ma wtedy również w pełni wypełnione 

zewnętrzne podpowłoki (s,p)

14

Wiązanie jonowe  –  

metal

    +     

niemetal

                 

dostarcza         

 

przyjmuje

                 

elektrony            

elektrony

 

Różne elektroujemności  

Np.: 

Mg

O

Mg

    1s

2

 2s

2

 2p

6

 

3s

2

          

O

    1s

2

 2s

2

 

2p

4

                [Ne] 3s

2

 

Mg

2+

  

1s

2

 2s

2

 2p

6

 

         

  

O

2-

  1s

2

 2s

2

 2p

6

 

 

     [Ne] 

             [Ne] 

15

Wiązanie jonowe

Energia – minimum energii, najbardziaj stabilny układ

–

Równowaga pomiędzy 

przyciąganiem

 a 

odpychaniem

r

A

n

r

B

E

N

 = 

E

A

 

+ 

E

R

 = 





Energia odpychania 

E

R

 

Energia wypadkowa, E

N

Energia przyciągania, EA

Odległość międzyatomowa, r

16

Dominujące wiązanie w 

Ceramikach

Przykłady wiązań jonowych

Oddają elektrony

Przyjmują elektrony

NaCl

MgO

CaF

2

CsCl

17

C:  ma 4 el. walencyjne e

-

,

      potrzebuje jeszcze 4

H:  ma 1 el. walencyjny e

-

,

      potrzebuje jeszcze 1

Elektroujemności są 
porównywalne

Wiązanie kowalencyjne

• podobna 

elektroujemność

  wspólne elektrony

• Wiązania tworzą elektrony z orbitali 

s

 & 

p

 

• Przykład: 

CH

4

Elektrony od atomu  

węgla

Elektrony od 

atomów wodoru

 

H

H

H

H

C

CH4

Wiązanie kowalencyjne jest 

kierunkowe

Wiązanie kowalencyjne polega na tworzeniu się wiążących par 
elektronów należących jednocześnie do dwóch sąsiadujących ze sobą 
atomów

W czystej postaci wiązania kowalencyjne występują w 

diamencie, krzemie i 

germanie

. Mają one również swój udział w metalach wysokotopliwych (np. 

wolfram, molibden, tantal

). Wiązania kowalencyjne są bardzo mocne, gdyż do 

ich zerwania (stopienia materiału) konieczne są bardzo wysokie temperatury.

18

Wiązanie metaliczne

Wiązanie metaliczne

 – chmura elektronów 

nie związana z żadnym konkretnym jonem

Wiązanie metaliczne

 nie ma charakteru 

kierunkowego

Jeżeli metal przechodzi ze stanu pary w stan ciekły lub stały to 
słabo związane z jądrem atomu elektrony walencyjne przestają 
należeć do poszczególnych atomów i stają się elektronami 
swobodnymi, stanowiącymi wspólną własność wszystkich 
atomów.

Siła 

wiązania metalicznego

 zależy od energii 

przyciągania między kationami i elektronami 
swobodnymi oraz od energii odpychania 
między samymi kationami i samymi 
elektronami

19

Wynika z oddziaływania pomiędzy 

dipolami

•  

Dipole trwałe 

- cząsteczki

•  

Dipole fluktuacyjne 

przypadek ogólny:

ciekły HCl

polimer

WIĄZANIA WTÓRNE – Van der 

Waalsa

asymetryczna chmura

 

elektronów

+

-

+

-

wiązanie 

wtórne

H

H

H

H

H2

H2

wiązanie 

wtórne

np:  ciekły 
H

2

H Cl

H Cl

wiązanie 

wtórne

wiązanie 

wtórne

+ -

+

-

Wiązanie w

tórne

20

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe w 
HF

lód

woda

Szczególny przypadek wiązania 
wtórnego, występuje pomiędzy 
cząsteczkami zawierającymi 
wodór

21

•  

Długość wiązania

, r

•  

Energia wiązania,

 E

o

•  

Temperatura topnienia

, T

m

T

m

 jest większa, gdy E

o

 jest większa

Własności zależne od typu 

wiązania: T

m

r

o

r

Energia

r

większa T

m

mniejsza T

m

E

o

=  

“energia wiązania”

Energia

r

o 

r

Odległość 

Energia różnych typów wiązań

22

W wiązaniach jonowych siła wzajemnego przyciągania się jonów 
przeciwnych jest po prostu rezultatem elektrostatycznego 
przyciągania się ładunków przeciwnych znaków, wobec czego może 
zostać wyrażona zależnością:

Między energią oddziaływania pomiędzy jonami (E) i siłą 
oddziaływania (F) zachodzi związek:

Zależność energii oddziaływań 
między atomami od odległości 
a dla pozostałych typów 
wiązań jest jakościowo 
podobna. Duże różnice 
występują natomiast w energii 
wiązań

23

Energie wiązań i temperatury topnienia 

dla różnych substancji

24

•  

współczynnik rozszerzalności cieplnej

, 



 mniejsze, gdy E

o

 jest 

mniejsze

Własności zależne od typu 

wiązania: 

 

=  (

2

T

)

L



T

-

1

L

o

 

L

długość, 

Lo

Temp.       T1

Temp.  T2

r

o

r

większe   

mniejsze   

Energia

odległość

E

o

E

o

Materiały, dla których 

energia 

wiązania

 między atomami jest duża, 

charakteryzują się dużą 
wytrzymałością i wysoką temperaturą 
topnienia. Wiele innych własności 
zależy również od kształtu krzywej 
siła wiązania -  odległość między 
atomami lub energia wiązania - 
odległość

25

Podsumowanie

Przechodzenie elektronów wartościowości od jednego atomu do 
drugiego lub uwspólnianie elektronów przez atomy prowadzi do 
utworzenia między atomami mocnych wiązań nazywanych 
wiązaniami pierwotnymi (wiązania jonowe, kowalencyjne, 
metaliczne). 

Znacznie słabsze 
wiązania wtórne są 
natomiast 
rezultatem 
przyciągania się 
ładunków 
dodatnich i 
ujemnych 
powstałych bez 
przechodzenia 
elektronów.

26

Ceramiki

(jonowe & kowalencyjneg):

Metale

(metaliczne):

Polimery

(kowalencyjne i wtórne):

Duża energia wiązania

wysoka T

m

duża E
mały wsp. 

Zmienna energia wiązania

średnia T

m

średnia E
średni 

   Własności kierunkowe

Wiązania wtórne dominują

  niskal T

m

  mała E
  duży wsp. 

Podsumowanie:  Wiązania 

pierwotne

Wiązanie w

tórne

27

Typ

Jonowe

Kowalencyjne

Metaliczne

Wtórne

Energia

Duża!

Zmienna

Duża - Diament
mała - Bizmut

Zmienna

duża - Wolfram

mała - Rtęć

najmniejsza

Uwagi

Bezkierunkowe (

ceramiki

)

Kierunkowe
(półprzewodniki,

ceramiki

łańcuchy polimerowe

)

Bezkierunkowe (

metale

)

Kierunkowe
Między łańcuchami (

polimer

)

Pomiędzy cząsteczkami

Podsumowanie