Wiązanie kowalencyjne - atomowe

Wiązanie kowalencyjne (zwane też atomowym) - jest to typ wiązanie chemicznego, w którym na wiązanie chemiczne oba atomy oddają po jednym elektronie,które są współdzielone przez każdy atom. Tzn, jeden z atomów daje do wiązanie jeden elektron,ale formalnie go nie traci,a dodatkowo zyskuje kolejny przez dzielenie go z drugim atomem. Wiązanie to występuje między atomami tego samego pierwiastka – ,które posiadają taką samą elektroujemność,a co za tym idzie z taką samą siłą przyciągają do siebie elektrony. Wiązania kowalencyjne mogą być:

-pojedyncze, np. H-H, F-F, Cl-Cl, Br-Br

-podwójne, np. O=O, C=C, S=S

-potrójne, np. N≡N, C≡C, P≡P

,gdzie poziome kreski pomiędzy symbolami pierwiastków oznaczają ilości wiązań występujących między nimi. Każda pojedyncza kreska to jedno wiązanie,a zarazem jedna para elektronowa (2e^-).

Wiązanie typu sigma

δ

-jeżeli narysowalibyśmy prostą pomiędzy dwoma jądrami atomowymi, atomów tworzących wiązanie sigma, to powstałe wiązanie leżało by na tej prostej pomiędzy jądrami atomowymi. Wiązanie tego typu występuje w każdym wiązaniu kowalencyjnych( tzn, w pojedynczym, podwójnym, potrójnym). Jest to wiązanie najmocniejsze

Na obrazku wyżej widzimy dwa orbitale s wodorów, które po nałożeniu się tworzą wiązanie sigma (i orbital molekularny typu sigma)
Poniżej nakładają się czołowo dwa orbitale p i również dają wiązanie sigma (i  zarazem orbital molekularny typu sigma)


Wiązanie typu pi 

π

-wiązanie typu sigma mogą tworzyć orbitale s i p, natomiast wiązania typu pi orbitale s NIE mogą  tworzyć gdyż, powstają one z bocznego nakładania się orbitali p. Jest to wiązanie słabsze od wiązanie typu sigma (łatwiej je zerwać) i nie leży tak jak  sigma na linii łączącej oba jądra lecz "pod nią" lub "nad nią" (jeżeli byśmy wyznaczyli płaszczyznę przebiegającą prostopadle do orbitali atomowych p).

Jak widać na obrazku powyżej z lewej strony nakładają się bocznie dwa orbitale typu p (gdyby nakładały się czołowo mielibyśmy do czynienia z wiązaniem typu sigma), w konsekwencji czego powstaje wiązanie pi. Po prawej stronie rysunku możemy zaobserwować powstały przez to nakładanie orbital molekularny typu

π

Wiązanie jonowe

₁₁Na 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₁ - 1e_- → Na₊ ( 1s₂ 2s₂ 2p₆ ) ≡ [Ne]

₁₇Cl 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₅ + 1e_- → Cl_- ( 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₆ ) ≡ [Ar]

∆EN_NaCl  = 3,0 – 0,9 = 2,1

3,0 -elektroujemność Cl

0,9 -elektroujemność Na

w wyniku przeniesienia elektronu z atomu pierwiastka o małej elektroujemności na atom pierwiastka o dużej elektroujemności powstają jony:

-anion (-) o ładunku ujemnym

-kation (+) o ładunku dodatnim

Siły elektrostatycznego przyciągania między jonami umownie nazywamy wiązaniem jonowym.

Wiązania jonowe występują pomiędzy pierwiastkami grupy I i II a XVI i XVII. Wyjątkami są:

-wodór [H] – nie tworzy wiązań jonowych

-glin [Al] – tworzy wiązania jonowe

Zakłada się,że przewaga wiązania jonowego (czyli powyżej 50% udziału) jest wówczas, gdy różnica elektroujemności jest co najmniej równa lub wyższa 1,7 (∆EN = 1,7).

Wzór chemiczny związków jonowych nie jest wzorem cząsteczkowym. Związki jonowe to substancje stałe, krystaliczne, posiadające wysokie temperatury topnienia i wrzenia. Dobrze rozpuszczają się w wodzi i innych rozpuszczalnikach polarnych. W stanie stopionym i rozpuszczone w wodzie przewodzą prąd elektryczny.

Dla prostych związków jonowych takich jak sól kuchenna (czyli NaCl) sieć krystaliczna wygląda tak: