CHEMIA

 rok akademicki 2010/2011 

Rodzaje wiązań 

chemicznych

Układ okresowy

 

 

Opracowanie przez D.I. Mendelejewa układu okresowego 

pierwiastków jest jednym z najważniejszych osiągnięć w 

chemii. 

Pozwoliło to w znacznej mierze uporządkować obfity materiał 

doświadczalny i właściwie sformułować wnioski co do istoty 

budowy materii i zachodzących przemian chemicznych. 

Używany obecnie układ okresowy jest zrekonstruowaną 

wersją tablicy Mendelejewa, uzupełnioną o grupę mało 

aktywnych chemicznie gazów szlachetnych oraz zawierającą 

nowo odkryte i sztucznie wytworzone pierwiastki. 

 

 

 

 

We współczesnym układzie okresowym, podobnie jak 

w tablicy Mendelejewa pierwiastki ułożone są w rzędy 
poziome, zwane okresami, i kolumny pionowe, zwane 
grupami. Okresów mamy siedem a każdy okres zawiera 
ściśle określoną liczbę pierwiastków, a mianowicie:

okres 1 (H, He) 
okres 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) 
okres 3 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar) 
okres 4 - 18 pierwiastków 
okres 5 - 18 pierwiastków 
okres 6 - 32 pierwiastki 
i ostatni, okres 7, niepełny.

Podstawą współczesnego układu okresowego 

pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa 

wyznaczająca podział na bloki: s, p, d, f 

 

 

       

Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i 

powtarzają w okresie następnym. Było to podstawą do podziału 
tablicy na osiemnaście grup pionowych. Wszystkie grupy mają swoją 
nazwę. I tak:

pierwiastki grupy bloku s
1 - nazywane są litowcami 
2 - berylowcami

 

pierwiastki grupy bloku p;

13 - borowcami 
14 - węglowcami 
15 - azotowcami 
16 - tlenowcami 
17 - fluorowcami 
18 - helowcami (gazami szlachetnymi)

pierwiastki bloku d: skandowce (3), tytanowce (4), wanadowce (5), 
chromowce (6), manganowce (7). W grupach 8, 9 i 10 są 
umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce lekkie, platynowce 
ciężkie, a  w grupie 11 znajdują się miedziowce i w 12 cynkowce.

Należy jeszcze wymienić pierwiastki bloku f liczące po czternaście 
pierwiastków, leżące w grupie trzeciej, są to lantanowce (okres 
szósty) i aktynowce (okres siódmy). 

 

 

Prawo okresowości i konfiguracje elektronowe pierwiastków

Podstawą budowy współczesnego układu okresowego pierwiastków jest 
konfiguracja elektronowa pierwiastków, wyznaczająca podział na grupy i 
okresy. 

Konfiguracje elektronowe pierwiastków

Numer 

grupy

Okres

1

2

13

14

15

16

17

18

1

1

H

1s

1

 

 

 

 

 

 

2

He

s

2

2

3

Li

1s

2

2s

1

4

Be

1s

2

2s

2

5

B

1s

2

2s

2

2p

1

6

C

1s

2

2s

2

2p

2

7

N

1s

2

2s

2

2p

3

8

O

1s

2

2s

2

2p

4

9

F

1s

2

2s

2

2p

5

10

Ne

1s

2

2s

2

2p

6

3

11

Na

1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

12

Mg

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

 

 

 

 

 

 

 

 

Z przedstawionych konfiguracji elektronowych możemy odczytać, że 

istnieje związek między budową układu okresowego a rozkładem 

elektronów w atomach, szczególnie zewnętrznych powłok 

elektronowych. 

I tak pierwiastki zaliczone do grupy 1 na ostatniej powłoce 

walencyjnej mają 

jeden elektron

, grupy 2 - 

dwa elektrony

, grupy 13 - 

trzy elektrony

, 

grupy 17 - 

siedem elektronów

 i gazy szlachetne (grupa 18) - 

osiem 

elektronów

. 

Podobnie poziome szeregi układu okresowego - okresy - zawierają 

pierwiastki, których atomy mają taką samą liczbę powłok 

elektronowych. 

Przykłady: pierwiastki pierwszego okresu posiadają tylko jedną 

powłokę, pierwiastki drugiego okresu dwie powłoki, pierwiastki 

trzeciego okresu trzy powłoki, pierwiastki czwartego okresu cztery 

powłoki, itd. 

Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu kończy się 

ośmioma elektronami ( z wyjątkiem pierwszego). Jest to jedna z 

najważniejszych prawidłowości układu okresowego, zwana regułą 

oktetu elektronowego.

 

 

Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków grup 

bloku d układu okresowego

Numer 

grupy

Okres

Blok d

Grupa 

3

Blok d

Grupa

 5

4

21

Sc

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

1

23

V

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

3

5

39

Y

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5

s

2

4d

1

41

Nb

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

2

4d

3

Właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych 

według wzrastających liczb atomowych 

Z

 powtarzają się 

okresowo. 

Prawo okresowości

 

 

Potencjały jonizacyjne i powinowactwo 

elektronowe

Potencjał jonizacji

Doprowadzona do atomów energia podwyższa poziom energetyczny 
elektronów w tych atomach.
Jeżeli ilość doprowadzonej energii jest dostateczna do 
oderwania elektronu od atomu, tzn. ze sfery przyciągania 
oddziaływania jądra, to atom przekształca się w jon dodatni.

Energia potrzebna do oderwania najsłabiej związanego z 
atomem elektronu nazywa się energią jonizacji danego atomu. 

Ponieważ z każdego atomu można oderwać jeden, dwa lub więcej 
elektronów, a oderwanie każdego elektronu wymaga innej energii, 
możemy mówić o pierwszym, drugim, trzecim itd. potencjale 
jonizacyjnym.

Pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię 
potrzebną do przemiany M -> M

+

, drugim - do przemiany M

+

 -> 

M

2+

, a trzecim - do przemiany M

2+

 -> M

3+

. 

Wartość potencjału jonizacyjnego danego atomu zależy od średnicy 
atomu, ładunku jądra i budowy ostatniej powłoki elektronowej. 

 

 

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe, E

p.e

, pierwiastka jest to energia wydzielona 

podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie 

gazowym. 

Dla większości pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są 

dodatnie, co oznacza, że przyłączenie elektronu do atomów tych 

pierwiastków jest energetycznie korzystne. 

 

 

Atomy większości pierwiastków przyłączają elektrony, czego efektem 

jest uwalnianie energii, którą nazwaliśmy powinowactwem 

elektronowym. 

Dotyczy to atomów pierwiastków prawej górnej części układu 

okresowego. 

Istnieją atomy, od których jest bardzo łatwo oderwać elektron. 

Energię potrzebną do oderwania elektronu nazwaliśmy energią 

jonizacji. 

Niską energię jonizacji posiadają pierwiastki lewej strony układu 

okresowego. 

Pierwiastki elektroujemne i 
elektrododatnie

 

 

Jeżeli blisko siebie znajdą się atomy pierwiastków dla których 

energia jonizacji i powinowactwo elektronowe znacznie się różnią to 

efektem takiego zbliżenia będzie utworzenie wiązania chemicznego, 

w którym elektron od atomu pierwiastka posiadającego niską 

wartość energii jonizacji

może być całkowicie przeniesiony do atomu pierwiastka 

posiadającego dużą wartość powinowactwa elektronowego.

Może być utworzona wspólna para elektronowa przesunięta w stronę 

pierwiastka, posiadającego duże wartości powinowactwa 

elektronowego. Tę zdolność przyciągania wspólnych elektronów 

nazywa się elektroujemnością. 

Według R.S Mullikena można otrzymać wartość tej wielkości, biorąc 

średnią wartość potencjału jonizacyjnego i powinowactwa 

elektronowego pojedynczych atomów. 

Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają 

elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub 

tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi.

 

Pierwiastki, 

których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą 

jony dodatnie, nazywamy elektrododatnimi

 

 

 

Zmiana charakteru elektrododatniego pierwiastków w grupach 

głównych 

i okresach układu okresowego. 

 

 

 

W okresach układu okresowego pierwiastków stwierdzić można 

regularność polegającą na tym, iż w miarę wzrostu liczb atomowych 

wzrasta charakter elektroujemny pierwiastków. 

Najbardziej elektrododatni charakter mają pierwiastki rozpoczynające każdy 

okres, tzn. pierwiastki grupy, które łatwo oddają jedyny elektron z ostatniej 

powłoki elektronowej. 

W grupie II, III, itd. poszczególnych okresów oddawanie zewnętrznych 

elektronów zachodzi coraz trudniej.

 Oznacza to spadek elektrododatności, a wzrost elektroujemności.

Atomy, którym na ostatniej powłoce brakuje do oktetu jednego, dwóch lub 

trzech elektronów, przejawiają tendencje do przyłączenia "obcych" 

elektronów uzupełniając w ten sposób zewnętrzną powłokę do oktetu, czyli 

ośmiu elektronów. 

 

 

Pierwiastki tego rodzaju znajdują się na końcu poszczególnych 

okresów po prawej stronie układu okresowego pierwiastków. 

Mają one charakter niemetaliczny i są najbardziej elektroujemne. 

Elektroujemność i elektrododatność pierwiastków zmienia się 

również znacznie wśród pierwiastków danej grupy układu 

okresowego. 

Decydującą rolę odgrywa liczba powłok elektronowych, a tym samym 

odległość elektronów walencyjnych od jądra. 

Powłoki podzewnętrzne nie tylko decydują o odległości elektronów 

walencyjnych od jądra, ale ponadto przesłaniają czyli ekranują jądro, 

a zatem zmniejszają oddziaływanie jądra na elektrony w atomie i 

poza atomem. 

Mimo wzrostu liczby dodatnich ładunków jądra w kolejnych 

pierwiastkach grupy, na co wskazują wzrastające liczby atomowe, 

charakter elektroujemny pierwiastków w tej samej kolejności maleje, 

co oznacza wzrost elektrododatności. 

 

 

Problemem elektroujemności zajmował się po raz pierwszy Linus 

Pauling w 

1932

 r. Dzięki zastosowaniu takich właściwości cząsteczek, 

jak momenty dipolowe i energie potrzebne do rozerwania wiązań 

uszeregował on większość pierwiastków, tworząc tzw. skalę 

elektroujemności. 

Energia wiązania równa jest różnicy między energią cząsteczki a 

energią tworzących je atomów w tej samej temperaturze. 

W przypadku cząsteczek dwuatomowych energia wiązania równa jest 

energii potrzebnej do rozerwania cząsteczki AB na dwa wolne atomy 

A i B. 

Wychodząc z wartości energii wiązań oraz z tzw. energii rezonansu 

wiązań Pauling ułożył skalę elektroujemności pierwiastków 

zawierającą się w granicach od 0,7 /cez/ do 4,0 /fluor/. 

 

 

 

 

Duża różnica w elektroujemności między dwoma 

pierwiastkami wskazuje na duże różnice w 

powinowactwie elektronowym między atomami tych 

pierwiastków.

Skala elektroujemności pozwala na przybliżone 

szacowanie trwałości i mocy wiązania. 

Im większa odległość dwóch pierwiastków na skali 

elektroujemności, tym trwalsze tworzą wiązania. 

 

 

Różnica 

elektroujemności

% udział wiązania 

jonowego

Różnica 

elektroujemności

% udział wiązania 

jonowego

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

1,4

1,6

1

4

9

15

22

30

39

47

1,8

2,0

2,2

2,4

2,6

2,8

3,0

3,2

55

63

70

76

82

86

89

92

Procentowy udział wiązania jonowego w zależności od różnicy 

elektroujemności

 

 

 

Istota i typy wiązań chemicznych

 

Tworzenie się związków chemicznych i powstawanie odpowiednich 
wiązań chemicznych tłumaczy się charakterystycznym 
kwantowo-mechanicznym oddziaływaniem pomiędzy elektronami 
i jądrami łączących się atomów.

Aby utworzona cząstka była trwała, musi być uboższa energetycznie 

niż wchodzące w jej skład oddzielne atomy. 

Oznacza to, że proces tworzenia się cząsteczki powinien być energetycznie 
korzystny, 
a więc powinien prowadzić do osiągnięcia przez układ minimum energii. 

Te trwałości energetyczne osiągają cząsteczki przez utworzenie 
odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania w 
cząsteczce powstają w wyniku "uwspólnienia" elektronów 
walencyjnych reagujących z sobą atomów. 
Podstawowymi wielkościami charakteryzującymi wiązanie, jest: 



 energia dysocjacji (energia wiązania) 



 odległość pomiędzy atomami (długość wiązania) 



 kąt pomiędzy kierunkami wiązań (kąt walencyjny). 

 

 

W tabeli podano energię dysocjacji (E

d

) w kcal/mol i długość wiązań (L) 

w angstremach dla cząsteczek dwuatomowych. 

Ogólnie z obserwacji wynika, że wraz ze wzrostem długości wiązania 

zmniejsza się energia dysocjacji, czyli energia wiązania. 

Poza tym ze wzrostem liczby atomowej atomów tworzących cząsteczkę 

wzrasta długość wiązania. 

 

 

Związek chemiczny

E

d

(kcal/mol)

L

(

o

A)

H

2

F

2

Cl

2

Br

2

I

2

104

 

37

 

59

 

46

 

36

0,72

 

1,42

 

1,99

 

2,28

 

2,67

HF

HCl

HBr

HI

NO

135

103

87

71,4

150

0,92

1,27

1,41

1,61

1,151

O

2

CO

N

2

119

256

226

1,207

1,128

1,094

 

 

     

Elektronowa teoria wiązania chemicznego opiera się na 

trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na podstawie 

reguły oktetu wyjaśnia różne typy i liczby wiązań w związkach 

chemicznych. 

Wyróżnia się kilka typów wiązań chemicznych, a mianowicie: 



  wiązania jonowe, 



  kowalencyjne, 



  kowalencyjne spolaryzowane, 



  metaliczne, 



  koordynacyjne. 

 

 

 

 

Elektronowa teoria wiązania chemicznego

 

Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne)

 

Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów

skrajnie różniących się elektroujemnością.

W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka 

elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza 

elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się 

dzięki działaniu sił elektrostatycznych. Powszechnie znanym przykładem 

wiązania jonowego jest 

wiązanie między jonem sodu i jonem chloru w chlorku sodu   Na

+   

Cl

-

lub między jonami magnezu i chloru w chlorku magnezu   Cl

-  

Mg

2+  

Cl

-

 

 

 

Poniżej przykłady przedstawiające mechanizm tworzenia 

wiązania jonowego w cząsteczkach NaCl i MgO 

 

 

W podanych przykładach konfigurację oktetową osiąga się przez 

przesunięcie elektronu(ów) od mniej do bardziej elektroujemnego 

atomu.

W NaCl jon sodu osiąga konfigurację występującego przed nim w 

układzie okresowym neonu, a jon chloru - konfigurację 

występującego po nim w układzie okresowym - argonu. 

Podobnie w cząsteczce MgO. 

Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i 

ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w przestrzeni. 

Siły oddziaływania elektrostatycznego pomiędzy jonami są równomiernie 

rozłożone we wszystkich kierunkach uprzywilejowanych, np. wyróżnienie 

kierunków wartościowości.

Siły działające w układach o wiązaniu jonowym są bardzo duże, toteż 

temperatura topnienia i wrzenia tych związków jest stosunkowo wysoka. 

 

 

Każdy jon sodu jest otoczony sześcioma jonami chlorkowymi, a z kolei każdy 
jon chlorkowy sześcioma jonami sodowymi; nie można rozróżnić, który z 
jonów sodu do którego z jonów chloru należy i na odwrót. Cały kryształ 
można tu traktować jako jedną makrocząsteczkę. 
Ogólnie biorąc w kryształach związków jonowych heteropolarnych sieć 
krystaliczna zbudowana jest z jonów regularnie rozmieszczonych w 
przestrzeni chociaż struktura kryształu może być bardziej złożona niż 
regularna struktura chlorku sodu. 
Związki o wiązaniu jonowym, do których należy większość soli, po 
rozpuszczeniu w wodzie lub stopieniu przewodzą prąd elektryczny. 

Struktura kryształu NaCl 

 

 

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) 

Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają również, gdy łączą się z 

sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych 

wartościach elektroujemności.

Podobnie jak w wiązaniu jonowym, atomy dążą do osiągnięcia struktury 

oktetowej najbliższego gazu szlachetnego.

Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H

2

, Cl

2

, O

2

, N

2

 itp.

Przykładem jest wodór dla którego pojedynczy atom ma jeden elektron.

Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się 

symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową.

 

 

Każdy atom wodoru "wykorzystuje" wspólnie dwa elektrony i z tego 

powodu cząsteczka wodoru jest uboższa energetycznie niż dwa 

oddzielne atomy a konfiguracja elektronowa staje podobna do 

konfiguracji helu. 

Aby rozbić cząsteczkę wodoru na atomy, należy 

doprowadzić do niej pewną ilość energii.

W podobny sposób powstają cząsteczki chloru, bromu, jodu i innych.

Wzory cząsteczek wodoru i chloru przedstawiamy symbolami, w 

których elektrony walencyjne oznaczone są kropkami.

Pary elektronowe można oznaczać również kreskami. 

Otrzymuje się wówczas klasyczne wzory strukturalne 

cząsteczek, np.: 

H

2

   H--H,        Cl

2

   Cl--Cl

 

 

Pary elektronów walencyjnych nie biorących udziału w wiązaniu 
noszą nazwę wolnych elektronów. 
Jeżeli utworzenie jednej wiążącej pary elektronowej nie wystarcza do 
utworzenia oktetu, atom może wykorzystać dwa lub trzy elektrony tworząc 
wiązania podwójne lub potrójne. 

Atom może utworzyć tyle wiązań ile ma niesparowanych 

elektronów.

Zgodnie z elektronową teorią wiązań, wiązanie jonowe i atomowe stanowi 

dwie skrajne możliwości wytworzenia wiązania za pomocą wiążącej pary 

elektronowej. 

W wiązaniu jonowym para elektronowa całkowicie jest przesunięta 

do atomu bardziej elektroujemnego.

W wiązaniu atomowym wiążąca para elektronowa znajduje się w jednakowej 

odległości od jąder atomów tworzących wiązanie. 

 

 

Wiązanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane 

Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między 
jonowym a atomowym. Powstaje ono wówczas, gdy łączą się ze sobą 
atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak 
znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego.
Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary 
elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej 
elektroujemnego. 

Jednym z przykładów tego wiązania może być połączenie chloru i wodoru w 
cząsteczce chlorowodoru. 

 

 

Wspólna para elektronowa w cząsteczce H--Cl jest silniej przyciągana przez 
atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu 
chloru.
Tak spolaryzowane wiązanie atomowe przedstawiamy w następujący sposób: 

H  Cl

Cząsteczki z wiązaniami kowalencyjnymi spolaryzowanymi z powodu 

nierównomiernego, niesymetrycznego w stosunku do środka 

cząsteczki, rozmieszczenia ładunków wykazują biegunowość. 

W cząsteczkach tych wyróżnić można biegun dodatni i ujemny. 

Cząsteczki o budowie polarnej nazywamy dipolami, 

tzn. cząsteczkami dwubiegunowymi.

Cząsteczki dwubiegunowe mają tzw. moment dipolowy u

u = q * l

gdzie: q - ładunek, l - odległość pomiędzy " środkami ciężkości " odmiennych 
ładunków.
Wielkości momentów dipolowych cząsteczek bada się za pomocą pomiaru 
przenikalności dielektrycznej związku. 
Wartości stałych dielektrycznych i momentów dipolowych przedstawiono w 
tabeli 

 

 

Substancja

Moment 

dipolowy

u

Przenikalność 

dielektryczna

C

6

H

6

CCl

4

CH

4

(ciekły)

NH

3

CH

3

OH

C

2

H

5

OH

H

2

O

H

2

O (lód)

CH

3

Cl

0

 

0

 

0

 

1,44

 

1,62

 

1,66

 

1,84

 

0

 

1,56

2,27

 

2,24

 

2

 

22

 

33

 

25,7

 

80,1

 

3,2

 

5,8

 

 

Wiązanie koordynacyjne

Tworzenie wiązania koordynacyjnego

Wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub 
atomowego spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących 
wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów

.

Najprostszym przykładem powstawania wiązania koordynacyjnego jest 
tworzenie się jonu amonowego 

 

 

Azot w cząsteczce amoniaku mający wolną parę elektronową przyłącza 
(dokoordynowuje) do niej jon wodorowy. Sposób powstawania tego wiązania 
jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru 
z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny 
elektron. Po utworzeniu jednak wiązania koordynacyjnego wszystkie cztery 
atomy wodoru w jonie amonowym stają się równocenne. 

Połączenia, w których występują wiązania koordynacyjne noszą nazwę 

związków koordynacyjnych, związków kompleksowych, albo po 
prostu kompleksów

. 

W związku kompleksowym wyróżnia się 

atom centralny i cząsteczki 

koordynowane zwane ligandami.

Przykładem ligandów są cząsteczki: NH

3

, H

2

O, CO, jony Cl

-

, OH

-

.

Akceptorami mogą być cząsteczki obojętne np. BF

3

 lub jony metali np. Ag

+

, 

Cu

2+

, Al

3+

, Zn

2+

 itp. W związkach kompleksowych metali jon metalu będący 

akceptorem przyjmuje zwykle kilka par elektronowych.

Liczba par elektronowych przyjętych przez akceptor podczas tworzenia 
kompleksu nazywa się liczbą koordynacyjną akceptora i zwykle wynosi 2, 4, 
6, 8. 

 

 

Na przykład kation cynkowy Zn

2+

ma 28 elektronów. Po przyłączeniu 

czterech par elektronowych z czterech cząsteczek amoniaku 
uzyskuje on konfigurację elektronową kryptonu 

36

Kr.

 

Zn

2+

 + 4NH

3

 --> [Zn(NH

3

)

4

]

2+

Zatem liczba koordynacyjna dwudodatniego jonu cynkowego wynosi 
cztery.
Wiązanie atomowe koordynacyjne dla odróżnienia od normalnego 
wiązania atomowego zaznacza się za pomocą strzałki, której ostrze 
skierowane jest w kierunku akceptora.

 

 

do jonów jednododatnich przyłączają się dwa ligandy 

do jonów dwudodatnich - cztery 

do jonów trójdodatnich - sześć.

Związki koordynacyjne. 

W związkach tego typu wiązania koordynacyjne występują pomiędzy 
metalem a koordynowaną cząsteczką lub jonem ujemnym. Wiadomo jest 
również, ze liczba elektronów dookoła centrum koordynacji jest równa 
liczbie elektronów w atomie najbliższego, cięższego gazu szlachetnego. 
Ale są związki, w których podana reguła nie obowiązuje. Przykładem jest 
[Ag(NH

3

)

2

]

+

 

W związkach tego typu zaobserwowano także inną prawidłowość 
wykazującą jednak również odstępstwa a mianowicie. 

 

 

Poniżej podano zgodnie z tą reguła, przykłady niektórych kationów 

zespolonych.

[Cu(NH

3

)

2

]

+

, [Cu(NH

3

)

4

]

2+

, [Co(NH

3

)

6

]

3+

 

[Ag(NH

3

)

2

]

+

, [Zn(NH

3

)

4

]

2+

, [Cr(NH

3

)

6

]

3+

 

[Au(NH

3

)

2

]

+

, [Cd(NH

3

)

4

]

2+

oraz anionów zespolonych 

[AgCl

2

]

-

, [Zn(CN)

4

]

2-

, [Al(OH)

6

]

3-

 

[Ag(CN)

2

]

-

, [Zn(OH)

4

]

2-

, [Fe(CN)

6

]

3-

 

 

W roztworach wodnych wewnętrzna strefa koordynacyjna utworzona jest z 
cząsteczek wody, które mogą być zastąpione silniej wiążącym ligandem.
Dla roztworów wodnych liczbą koordynacyjną określa się liczbę przyłączonych 
ligandów z pominięciem cząsteczek wody.
W jonach kompleksowych, np. [Fe(H

2

O)

5

NCS]

2+

 i [Fe(H

2

O)(NCS)

5

]

2-

 liczba 

koordynacyjna wynosi odpowiednio 1 i 5 a ogólna liczba koordynacyjna ma 
wartość 6.
Ligandy mogą być dwukoordynacyjne, np. 

Trój, cztero, a nawet 
sześciokoordynacyjne 

np. kwas 
etylenodwuaminoczterooctowy 

 

 

Związki kompleksowe zawierające pierścienie utworzone przez atomy 

wielopodstawionych ligandów i atom centralny nazywa się 

kompleksami 

chelatowymi albo chelatami

 np. 

Nazewnictwo związków kompleksowych 

Nazwy jonów kompleksowych lub związków kompleksowych tworzy się 
przez:

 podanie liczby ligandów 

 podanie nazw ligandów w kolejności alfabetycznej 

 podanie nazwy jonu centralnego (w przypadku katoinu) lub atomu 
centralnego 
       (w przypadku kompleksu obojętnego) 

 podanie stopnia utlenienia jonu centralnego (za pomocą cyfr 
rzymskich) lub 
       atomu centralnego (przez 0) 

 

 

Przykłady

Kompleks obojętny: 

[PtCl

2

(NH

3

)

2

] - diaminadichloroplatyna(II)

Związek kompleksowy z anionem kompleksowym: 

Na

3

[Ag(S

2

O

3

)

2

] - bis(tiosiarczano)srebrzan(I)sodu

Nazwy niektórych ważniejszych ligandów:

 H

2

O (akwa), 

NH

3

 (amina), 

CO (karbonyl), 

S

2

O

3

2-

 (tiosiarczano), 

CN

-

 (cyjano), 

F

-

 (fluoro), 

Cl

-

 (chloro), 

SO

4

2-

 (siarczano). 

 

 

Wiązanie metaliczne

Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla 
scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego pomiędzy 
atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. 
siecią metaliczną.
Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami 
atomowymi i swobodnie poruszającymi się elektronami pochodzącymi z 
zewnętrznych powłok elektronowych atomów. 
Wytwarza się układ, w którym dodatnio naładowane jony metali zwane 
zrębami atomowymi otoczone są swobodnie przesuwającymi się elektronami, 
nazywanych gazem elektronowym.
Przykładem jest sieć krystaliczna metalicznego litu w której każdy atom litu 
otoczony jest przez osiem innych atomów tego samego pierwiastka co 
oznacza, ze na jeden elektron walencyjny atomu litu przypada osiem atomów 
sąsiednich. 

Schemat powstawania 
wiązania metalicznego 

 

 

W wiązaniach metalicznych wyróżnia się 

pasma energetyczne

, które 

powstają z równoważnych sobie orbitali atomowych 

(np. x równoważnych orbitali atomowych 2s, 3x równoważnych orbitali 2p 

itp.). 

Pasma są zapełniane elektronami według zasad kolejności zajmowanych 

stanów kwantowych i zgodnie z zakazem Pauliego. 

Najwyższe zapełnione pasmo energetyczne określa się jako 

pasmo 

walencyjne V

, następne, położone wyżej (nie zapełnione), jako 

pasmo 

przewodnictwa L

.

Utworzony typ wiązania rzutuje na własności metali. 

Za pomocą modelu pasm energetycznych można wyjaśnić właściwości 

elektryczne 

metali, półprzewodników i izolatorów

. 

 

 

Wiązania Van der Waalsa (międzycząsteczkowe)

Opisane wcześniej typy wiązań chemicznych tłumaczą łączenie się atomów i 

jonów w cząsteczki w stanie stałym, ciekłym i gazowym, natomiast nie 

tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo 

atomy helowców. 

To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się 

występowaniem 

sił Van der Waalsa

.

Siły Van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania 

elektronów i jąder w cząsteczkach

. Polegają one na przyciąganiu się 

szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli.

W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na 

zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim zmianom wywołując podobną 

zmienność (fluktuację) w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają 

szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę 

zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.  

 

 

Siły dyspersyjne działają jedynie wtedy, gdy cząsteczki znajdują się bardzo 
blisko siebie, tak że prawie się stykają.

Siły Van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych 
cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiązania atomów w 
cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet 
przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w 
tworzywach sztucznych

. 

Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie 
zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury 
wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury 
wrzenia
Siły Van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich 
cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

 

 

Wiązanie wodorowe

W cząsteczkach związków chemicznych oprócz oddziaływań typu 

uniwersalnego występują również oddziaływania specyficzne. Należy do nich 

wiązanie wodorowe.

Wiązanie wodorowe tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym 

z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami 

elektronowymi

. 

Wiązanie to jest bardzo słabe, lecz niezmiernie ważne wiązanie. Wiązania 

tego typu stabilizują strukturę kwasów nukleinowych i białek. Polega na 

przyciąganiu jednego protonu przez kilka elektronów. Praktycznie chodzi o to, 

że jądro atomu wodoru (proton) jest przyciągane przez cząsteczkę, do której 

należy. Przyciąga je także inna cząsteczka, która zawiera silnie elektroujemny 

atom z wolną parą elektronową (bardzo często jest to tlen).

 

Wiązanie wodorowe można rozpatrywać jako specyficzny typ wiązania 

koordynacyjnego w ten sposób, że atom wodoru jest pozbawiany elektronów 

przez elektroujemny pierwiastek, z którym jest związany (np. tlen czy azot). 

Tym samym nie ma on teoretycznie elektronów i aby osiągnąć dublet 

przyłącza parę elektronową innego atomu (który ma wolną parę 

elektronową). Powstaje takie 'wiązanie semi-koordynacyjne'.