WIĄZANIE CHEMICZNE

Teoria orbitali molekularnych

• Zachowanie elektronów w cząsteczce 

opisują 

orbitale molekularne 

(cząsteczkowe).

• Orbital molekularny jest orbitalem 

wielocentrowym (odnosi się do układu 

zawierającego więcej niż jedno jądro 

(orbital atomowy: jednocentrowy).

• Określony orbital może opisywać 

zachowanie co najwyżej 

dwóch

 elektronów

• Orbitale molekularne opisywane są przy 

pomocy 

czterech liczb kwantowych

, 

obowiązuje 

zakaz Pauliego

 oraz 

reguła 

Hunda

Teoria orbitali molekularnych

A-B

ORBITAL WIĄŻĄCY 

- o niższej energii niż energia

 odpowiednich orbitali atomowych
Układ o większej trwałości

ORBITAL  ANTYWIĄŻĄCY 

- cząsteczka zawierająca 

obydwa elektrony na  tym orbitalu ma wyższą energię 
niż dwa izolowane atomy A i B
Układ o mniejszej  trwałości

EFEKTYWNE ORBITALE MOLEKULARNE

• Obu orbitalom atomowym odpowiadają 

porównywalne energie elektronów

• Orbitale atomowe nakładają się na 

siebie; im większe jest nakładanie tym 

wiązanie jest mocniejsze

• Oba orbitale atomowe wykazują taką 

samą symetrię w stosunku do osi 

łączącej oba jądra 

Teoria orbitali molekularnych

Nakładanie się orbitali…

Wiązanie s

Wiązanie s

igma 

igma 

()

H

2

: nakładanie się orbitali s-s

Orbital molekularny

Energia

Orbital atomowy

Orbital atomowy

H

2

Nakładanie się orbitali…

Cl

2

: nakładanie się orbitali p-p

Orbitale zhybrydyzowane

• Uśrednienie chmur elektronowych tj. 

tworzenie się orbitali typu pośredniego 
w stosunku do orbitali s, p, d 

• Mają inny kształt niż orbitale typu 

prostego 

• Utworzone orbitale zapewniają 

maksymalne nakładanie się orbitali 
atomowych 

• Cząsteczki mają określoną geometrię

Wiązania tworzą się poprzez 

nakładanie się:

• Orbitali zhybrydyzowanych z 

orbitalami atomowymi

• Orbitali zhybrydyzowanych z innymi 

orbitalami zhybrydyzowanymi

Orbitale zhybrydyzowane

Orbitale zhybrydyzowane

Hybrydyzacja spBeF

2

F:    1s

2

2s

2

2p

5

Be: 1s

2

2s

2

Stan podstawowy

Sparowane elektrony!

Be:

zhybrydyzowane 

orbitale sp

hybrydyzacja

Hybrydyzacja sp

Nakładanie się orbitali: wiązanie

Orbitale zhybrydyzowane sp są jednakowo zorientowane 180

 

Cząsteczka jest liniowa!

Hybrydyzacja sp

Hybrydyzacja sp

2

BF

3

F:    1s

2

2s

2

2p

5

Trygonalna

Hybrydyzacja sp

3

CH

4

Tetraedryczna

CH

4

sp

sp

2

sp

3

sp

3

d

sp

3

d

2

Geometria cząsteczek

liniowa

AB

2

AB

3

AB

4

LINIOWA

TRYGONALNA

TETRAEDR

T

KWADRATOWA BIPIRAMIDA

TRYGONALNA

OKTAEDR

Hybrydyzacja sp

3

H

2

O

tlen

Wolne paryNiesparowane elektrony

Tetraedryczna

109. 5°

 

CH

4

 

NH

3

107°

104 .°5

H

2

O

Nakładanie się orbitali…

Wiązanie pi ()

Boczne nakładanie się orbitali

H

H

2

2

C=CH

C=CH

2

2

C

Trzy orbitale sp

2:

- Wiązanie sigma C-C
- Wiązania sigma C-H

Orbital p tworzy poprzez  nakładanie 
Boczne z drugim orbitalem p wiązanie pi
Wzdłuż wiązania sigma tworzy się drugie wiązanie:
Etylen wiązanie podwójne C-C

H

H

2

2

C=CH

C=CH

2

2

Acetylen

Acetylen

Wiązania zdelokalizowane

lub

„Struktury graniczne”

Wzory mezomeryczne

Węgiel: sp

2

Trzy wiązania sigma w płaszczyźnie

Czwarty elektron 
walencyjny każdego 
atomu węgla znajduje się 
na orbitalu atomowym p, 
prostopadłym do wiązań 
sigma

lub

Boczne nakładanie orbitali p (każdy z jednym elektronem) 
prowadzi do utworzenia 6 orbitali cząsteczkowych typu pi
3 wiążące (obsadzone); 3 niewiążące (nieobsadzone)

Delokalizacja wiązań: stabilność termodynamiczna!

• Wiązania pojedyncze to zawsze 

wiązania sigma ()

• Wiązania sigma () to mocne wiązania

• Wiązania wielokrotne to wiązania pi ()

• Wiązanie pi () znacznie łatwiej ulega 

rozerwaniu niż wiązanie sigma ()