Chemia – zajmuje się składem substancji, przemianami materii w niej

zachodzącymi oraz zależnościami pomiędzy zmianami składu i zmianami

energii.

CHEMIA

CHEMIA

CHEMIA

CHEMIA

CHEMIA

ANALITYCZNA

FIZYCZNA

NIEORGANICZNA

ORGANICZNA

Chemia analityczna zajmuje się technika wykrywania składu materii.(jakie

atomy, jak uformowane w skupiskach, jaka konfiguracja przestrzenna?).

Chemia fizyczna zajmuje się ogólnymi prawami, które rządzą zachowaniem się

materii. (od czego zależy konfiguracja przestrzenna atomów i jak zmienia się w

czasie, jakie są siły napędowe, które wytwarzają poszczególne substancje proste

i złożone).

Chemia nieorganiczna zajmuje się związkami wszystkich znanych do tej pory

pierwiastków.

Chemia organiczna koncentruje się wyłącznie na związkach węgla.

Chemia powstała około 500 lat temu w okresie tajemniczych osiągnięć alchemii

i była początkowo dziedziną nauki doświadczalną. Główne zainteresowanie

kierowano wówczas na wykrycie nowych receptur takich jak na przykład

pozyskiwanie metali z Ziemi, jak przemienić ołów w złoto, jak otrzymać

lekarstwo z roślin. Receptury gromadzono, a chemia stawała się coraz bardziej

abstrakcyjna. Ówcześni myśliciele byli zaciekawieni skąd pochodzą ogólne

wzorce obserwacji i zaczęli tworzyć modele rzeczywistej struktury. Obecnie

chemia znajduje w połowie drogi między biologia a fizyką. Podobnie jak

biologia chemia stara się usystematyzować zaobserwowane dotąd układy

Podobnie do fizyki chemia próbuje tłumaczyć zaobserwowane prawa

zachowania się materii na podstawie kilku prostych zasad stosowanych do

cząstek prostych..

Współcześnie jak większość nauk chemia zaczyna obejmować dyscypliny

pokrewne. Pojawia się, więc dziedziny badań badania międzydyscyplinarnych.

Np. biochemia, zajmująca się reakcjami chemicznymi zachodzącymi w żywych

organizmach.

Oprócz dziedzin badawczy współcześnie istnieje dość prężnie rozwijająca się

chemia teoretyczna, w której zjawiska chemiczne opisuje się za pomocą

wyrafinowanych metod matematycznych.

Ciekawym dziwem chemii i stosunkowo młodym jest chemia ciała stałego

obejmuja chemie i fizykę i opisuje właściwości fizyczne zachodzące w iele

stałym (np. przewodność elektryczną).

Materia ma masę i zajmuje przestrzeń. Może występować w trzech stanach

skupienia.

Stan stały charakteryzuje się utrzymaniem kształtu, postaci i objętości próbki,

niezależnie od kształtu pojemnika.

Stan ciekły charakteryzuje się zachowaniem objętości. Nie utrzymuje kształtu,

przyjmuje kształt pojemnika.

Stan gazowy charakteryzuje się tym, że próbka nie zachowuje ani kształtu, ani

objętości. Rozszerza się w celu wypełnienia całego zbiornika.

Faza jest to obszar lub obszary próbki oznaczające się tym samym zbiorem

właściwości.

Pierwiastek chemiczny to według pierwotnej definicji substancja, której nie da

się chemicznymi sposobami rozłożyć na prostsze substancje. Po rozwinięciu się

teorii atomowej materii okazało się, że pierwiastki to po prostu substancje

składające się z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze (liczbie

atomowej). Pierwiastki uszeregowane według ich wzrastającej liczby atomowej

tworzą układ okresowy pierwiastków.

Cząsteczka - grupa atomów trwale ze sobą połączona wiązaniami chemicznymi.

Związek chemiczny to zbiór atomów, które są trwale połączone wiązaniami

chemicznymi. Najmniejszą porcją związku chemicznego jest cząsteczka.

Cząsteczki mogą, ulegać przemianom tylko na skutek pękania i/lub

powstawania wiązań.

Przez związek rozumie się ssubstancję zespolona z dwóch lub więcej atomów,

która nie zmienia składu procentowego poszczególnych pierwiastków podczas

częściowej mazany stanu .

Prawo stałości składu, prawo stosunków stałych – fundamentalne prawo

chemiczne odnoszące się do składu związków chemicznych. Mówi ono, że

każdy związek ma stały skład ilościowy, niezależnie od sposobu, w jaki został

otrzymany. Zostało po raz pierwszy sformułowane w 1799 roku przez Josepha

Louisa Prousta. Jest jednym z odkryć w dziedzinie chemii prowadzących do

powstania teorii atomistycznej budowy materii.

"

Mieszanina to połączenie dwóch, lub więcej pierwiastków, które zachowują

swoje właściwości. Rodzaje mieszanin:

 Mieszaniny jednorodne to mieszaniny, w których nie da się rozróżnić

składników składających się na mieszaninę.

 Mieszaniny niejednorodne, to mieszaniny, których składniki można

odróżnić za pomocą oczu i prostych narzędzi optycznych.

Różnica między mieszaniną a związkiem, gdy podgrzejemy roztwór jego skład

procentowy ulegnie zmianie gdyż tworzące go substancje maja inne właściwości

fizyczne, skraplanie powietrza.

Atom (z gr. atomos, niepodzielny) - najmniejszy, niepodzielny metodami

chemicznymi składnik materii.

Atomy składają się z jądra i otaczających to jądro elektronów. W jądrze

znajdują się z kolei protony i neutrony. Jądro jest kilkadziesiąt tysięcy razy

mniejsze od całego atomu skupia ono w sobie praktycznie całą masę atomu,

gdyż proton i neutron są o ok. 2000 razy cięższe od elektronu. Protony i

neutrony mają w przybliżeniu taką samą masę. Neutrony są cząstkami

obojętnymi elektrycznie, protony noszą ładunek dodatni, zaś elektrony ujemny.

W każdym atomie w stanie podstawowym liczba protonów i elektronów jest

jednakowa. Wartość ładunku elektrycznego protonów i elektronów jest także

jednakowa, więc atomy jako całość są obojętne elektrycznie. O właściwościach

atomów decyduje głównie liczba protonów w jądrze atomowym, atomy o takiej

samej liczbie protonów w jądrze należą do tego samego pierwiastka

chemicznego. Rozmiary atomów nie są dokładnie określone z powodów

kwantowych, zależą od rodzaju atomu i innych czynników, są rzędu 10-10 m.

Masa w przedziale 10-27–10-25 kg.

Elektron to trwała cząstka elementarna będąca jednym z elementów atomu.

Elektrony znajdują się w atomach poruszając się wokół jądra atomowego w

obszarach zwanych powłokami otaczającymi jądro atomowe. Ujemny ładunek

elektronów zobojętnia dodatni ładunek zawarty w jądrze. Elektrony w mogą

występować w stanie wolnym(np. w przewodniku), co znaczy, że mają zdolność

swobodnego ruchu wewnątrz jego objętości. Jeżeli elektrony po przyłożeniu

napięcia elektrycznego zaczną się poruszać w uporządkowany sposób, to pojawi

się prąd elektryczny.

Proton to cząstka występująca w jądrach atomowych. Przyjmuje się, że proton

posiada elementarny (niepodzielny), dodatni ładunek elektryczny, zapisywany

jako +1e.

Neutron to cząstka występująca w jądrach atomowych. Jest obojętny

elektrycznie. Stabilizuje jądro atomowe oddzielając od siebie dodatnio

naładowane protony.

Jądro atomowe to centralna część atomu zbudowana z jednego lub więcej

protonów i neutronów, zwanych nukleonami. Jądro stanowi bardzo niewielki

ułamek objętości całego atomu w stanie podstawowym, jednak to w jądrze

skupiona jest prawie cała masa.

Oznaczanie

Jądra atomowe oznacza się takim samym symbolem, jak pierwiastek chemiczny

odpowiadający temu jądru, dodatkowo na dole umieszcza się liczbę atomową

(Z), a u góry liczbę masową (A), dla przykładu jądro atomowe o 11 protonach i

13 neutronach, jest jądrem atomu sodu i oznaczamy je symbolem:

24 Na

11

Jon to atom lub cząsteczka, która ma nadmiar lub niedomiar elektronów w

stosunku do protonów. Obojętne elektrycznie atomy i cząsteczki związków

chemicznych posiadają równą liczbę elektronów i protonów, jony zaś są

elektrycznie naładowane dodatnio lub ujemnie.

Jony naładowane dodatnio nazwa się kationami, zaś ujemnie anionami.

Prawo okresowości własności pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas

atomowych. (Mendelejew ok. 1869 r.).

Nie zawarł jednak w swoim prawie określenia długości tych okresów. Swoje

założenia Mendelejew opierał na prawie triad W. Doebereinera i prawie oktaw

A. R. Newlanda.

Dymitr Mendelejew z Rosji i Lothar Meyer z Niemiec są uważania za tych,

którzy nie zależnie od siebie odkryli prawo okresowości. Masy atomowe

zaczęto wyznaczać 1803 r. Zauważono, że występują pewne regularności w

zachowaniu się pierwiastków, w przypadku gdy uszeregowano jej w kolejności

wzrastających liczb atomowych. Np. wapń (40) stront (88) i bar (137)

zauważono, iż masa strontu –środkowego- jest mniej więcej średnią różnicą

asymetryczną mas dwóch pozostałych, podobnie dla chloru (35,5), bromu 980) i

jodu(127) – prawo triad. Gdy nastąpił postęp w badaniach chemicznych oraz

gdy odkryto i scharakteryzowano więcej pierwiastków w 1864 r. Jon Newlands

stwierdził, że właściwości, co ósmego pierwiastka SA powtórzeniem

właściwości pierwszego – prawo oktaw. Jednym ze szczególnych osiągnięć

było zwrócenie uwagi na trzy luki w jego uszeregowaniu pierwiastków i

przepowiedzenie właściwości pierwiastków, których odkrycie wypełni luki, a

nawet właściwości związków zawierających te pierwiastki. Było to jedynie

kwestią krótkiego czasu odkrycie brakujących pierwiastków galu, skandu i

germanu wiedziano, co należy szukać.

Z obecnej postaci układu okresowego wynika, że pierwiastki uszeregowane w

kolejności wzrastających liczb atomowych wykazuja okresowe powtarzające

się właściwości.

Układ okresowy pierwiastków jest to zestawienie wszystkich pierwiastków

chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich

rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki według ich cyklicznie Reakcja

chemiczna to każdy proces w wyniku, którego następuje zrywanie i/lub

powstawanie nowych wiązań chemicznych. Reakcje dzielą się na:

 Reakcja prosta, to inaczej mówiąc prosty akt zerwania lub powstania

jednego wiązania chemicznego.

Zn + S → ZnS

 Reakcje złożone, w których dochodzi jednocześnie do rozpadu jednych

wiązań i powstania drugich.

Rodzaje reakcji złożonych:

 reakcja addycji - czyli inaczej reakcja dodawania - w wyniku tej

reakcji reagująca cząsteczka ulega powiększeniu o jakiś atom lub grupę

atomów,

SO3 + H2O → H2SO4

 reakcja substytucji - czyli inaczej reakcja podstawienia - w wyniku tej

reakcji w cząsteczce następuje wymiana jakiegoś atomu lub ich grupy.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

 reakcja eliminacji - czyli inaczej reakcja oderwania - w wyniku tej

reakcji od cząsteczki odrywa się jakiś atom lub grupa atomów i nic innego

się w to miejsce nie przyłącza.

Mol - jednostka liczności materii legalna w układzie SI.

Jeden mol jest to liczność materii, mającej taką samą liczbę cząstek ile jest

atomów zawartych w 12 gramach izotopu węgla 12C. W jednym molu znajduje

się 6,0221367(36) × 1023 cząsteczek, atomów, jonów, elektronów, innych

cząstek lub zespołów takich cząstek. Liczba ta jest nazywana liczbą Avogadro.

Masa atomowa (niepopr. cięż ar atomowy) - liczba określająca ile razy jeden

reprezentatywny atom danego pierwiastka chemicznego jest cięższy od 1/12

izotopu 12C, przy czym pod pojęciem 'reprezentatywnego atomu' rozumie się

atom o średnim ciężarze wyliczony proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych

izotopów danego pierwiastka, ze względu na ich rozpowszechnienie na Ziemi.

Izotopy - to atomy, które posiadają tę samą liczbę protonów, ale różnią się

liczbą neutronów. Izotopy różnią się masą atomową, ale należą do jednego

pierwiastka i mają niemal identyczne własności chemiczne.

Ze względu na różnicę mas atomowych izotopy mają jednak różne niektóre

własności fizyczne, przy czym różnice te są tym większe im większy jest rozrzut

ich mas względem siebie. Różnice w masach atomowych izotopów powodują,

że w formie czystej mają one inną gęstość, temperaturę wrzenia, topnienia i

sublimacji. Różnice te rozciągają się także na związki chemiczne o różnym

składzie izotopowym.

Różnica mas izotopów powoduje też występowanie niewielkich różnic w ich

reaktywności. Nie ma ona wpływu na kierunek reakcji chemicznych w których

one uczestniczą, ale wpływa na szybkość tych reakcji. Zjawisko to nazwa się

efektem izotopowym i wykorzystuje się w badaniu mechanizmów reakcji

chemicznych. Te niewielkie różnice w szybkości reakcji wywołują zmiany w

składzie izotopowym związków chemicznych powstających w różnych

reakcjach, zjawisko to wykorzystywane jest ostatnio do rozróżniania czy węgiel

zawarty w danym związku chemicznym brał udział reakcji fotosyntezy.

Izotopy dzielą się na:

•

trwałe (nie ulegają samorzutnej przemianie na izotopy innych

pierwiastków),

•

nietrwałe zwane izotopami promieniotwórczymi (ulegają samorzutnej

przemianie na inne izotopy zazwyczaj innego pierwiastka).

Występowanie izotopów komplikuje nieco obliczenia chemiczne (zobacz:

stechiometria), powodując, że masy atomowe i co za tym idzie masy

cząsteczkowe nie są liczbami całkowitymi, lecz liczbami z ułamkiem.

Izotopy nie mają oddzielnych nazw z wyjątkiem izotopów wodoru, oznacza się

je symbolem pierwiastka chemicznego z liczbą masową u góry po lewej stronie,

np. 208Pb

Wiązanie chemiczne według klasycznej definicji to każde trwałe połączenie

dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch

lub więcej elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się

atomów lub przeskoku jednego lub więcej elektronów z jednego atomu na atom

i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.

Wiązania chemiczne można podzielić na kilka rodzajów:

Wiązanie atomowe powstaje między dwoma jednakowymi atomami (np.:

dwoma atomami wodoru).

Wiązanie kowalencyjne powstaje między dwoma atomami, których

wzajemna różnica ładunku jąder jest bliska 0. Elektrony uwspólnione

tworzące wiązanie są przesunięte w stronę jednego z atomów, co powoduje,

że wiązanie wykazuje większy ładunek ujemny po stronie jednego z atomów

i mniejszy po stronie drugiego. Powoduje to, że wiązanie to ma cechy

małego magnesu (tzw. własności dipolowe). Wiązania kowalencyjne można

jeszcze podzielić na zwykle, w których uwspólniane elektrony pochodzą w

równej liczbie od obu atomów oraz na wiązania koordynacyjne.

Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna

różnica elektroujemności jest bardzo duża. Elektrony zamiast się uwspólnić

przeskakują na stałe do jednego z atomów.

Wiązanie wodorowe formalnie rzecz biorąc nie jest wiązaniem

chemicznym, w tym sensie, że nie powstaje ono na skutek wymiany

elektronów i jest zwykle dużo mniej trwałe od "prawdziwych" wiązań,

Chemia Kwantowa

Podstawą obecnych poglądów dotyczących struktury i własności atomów jest

koncepcja że

Materia pochłania i emituje energie promienistą nie w sposób ciągły, lecz w

porcjach zwanych kwantami.

Energia jednego kwantu równa jest

E = h ⋅υ

gdzie: h = stała Plancka (6,62 · 10-34 J·s = 6,62 10-27 erg·s)

υ = częstość promieniowania [s-1]

Wymiar h odpowiada wielkości zwanej w fizyce działaniem: h jest najmniejsza

porcja czyli elementarnym kwantem.

W atomie siła przyciągania elektrycznego pomiędzy jądrem naładowanym

dodatnio a elektronem naładowanym ujemnie jest proporcjonalna do ładunku

jądra razy ładunek elektronu podzielna do przez kwadrat odległości miedzy

nimi.

Z ⋅ e2

v2

K ⋅

=

r2

r

gdzie: K = stala uniwersalna 8,98·109 N·m2·C-2.

Ze = jadrododatniego ładunku

e = ładunek elektronu

r =promień

v = prędkość

Niels Bohr w 1913 roku przedstawiła pierwszą teorię budowy atomu,

przynajmniej dla przypadku atomu wodoru (lib wodoropodobnych )tj

jednoelektrodowych jonów innych pierwiastków. Powiązał w swej teorii model

Rutheforda z koncepcjami kwantowymi Planka i Einsteina oraz uwzględnił

wyniki badań widm atomowych.

Teoria Bobra oparta jest na postulatach, które można sformułować następująco:

1. Elektron porusza się wokół jądra po orbitach stacjonarnych tj. takich, że z

ruchem tym nie związana jest żadna zmiana energii atomu. Spośród

nieskończenie wielu orbit dopuszczalnych w modelu klasycznym

stacjonarne są tlko, dla których spełniony jest warunek kwantowy:

h

m ⋅ v ⋅ r = n

e

π

2

gdzie: me = masa elektronu

v = prędkość liniowa elektronu

r = promień orbity

n = dowolna liczba naturalna –główna liczba kwantowa

2. Emisja albo absorcja promieniowania zachodzi na skutek przeskoku

elektronu z jednej orbity stacjonarnej, na której energia jego wynosi E2,

na inną, której odpowiada energia E1. Częstość emitowanego albo

absorbowanego promieniowania jest uwarunkowana tylko różnicą tych

energii i wynika z wzoru:

h ⋅υ = E − E

2

1

Z warunku kwantowego wynika, ze moment pędu jest ograniczony do

przybierania wartości, które są całkowitymi wielokrotnościami wartości

h/2π. Każda z tych wartości musi odpowiadać dozwolonemu stanowi atomu.

Odpowiednie dopuszczalne wartości dla r można po przekształceniach

równań warunku kwantowego i siły przyciągania. Można otrzymać zależność

zw Promień Bohra:

2

n

r =

a

0

Z

gdzie:a0 = łączy wszystkie stałe h2/(4π2Kme2)

Z tego równania wynika, że jedynymi dopuszczalnymi wartościami dla

promienia drogi elektronu SA wartości proporcjonalne do kwadratu liczby

całkowitej n podzielonej przez liczbę atomową Z.

Ponieważ w powyższym wyprowadzeniu nie uwzględniono sił odpychania

miedzy elektronami w tym samym atomie równanie to można stosować

jedynie w przypadku oddziaływania jądra i jednego elektronu.

W rzeczywistości promień drogi elektronu w atomie nie da się obserwować

doświadczalnie. Natomiast stany energetyczne atomu lub raczej różnice

pomiędzy stanami energetycznymi można obserwować doświadczalnie. W

modelu Bohra można obliczyć energie elektronu jako sumę energii

kinetycznej i potencjalnej.

1

2

KZe2

E =

mv −

2

r

podstawiając za masę i prędkość wcześniej wyliczone wartości:

otrzymujemy:

2

KZ e

E = −

2

2n a0

Wstawiając do tego równania różne wartości n = 1,2,3,4,5.. otrzymamy

wartości energii odpowiadające różnym dopuszczalnym stanom jednego

elektron u w atomie.

Rys. 4.12.

Promień elektronowy wzrasta wraz ze wzrostem wartości n. Elektrony

mające wartość n=1 znajdują się najbliżej jądra; określamy je jako znajdujące

się w warstwie K, orbicie K lub powłoce K. Elektrony, które maja wartość

N=2 znajdują się nieco dalej od jądra i określamy je jako znajdujące się w

warstwie L, na orbicie L czyli na orbicie wyższej. Wyższe orbity lub wyższe

poziomy energetyczne odnoszą się również do zewnętrznych poziomów

energetycznych. Oznaczenia literowe K,L,M,N… początkowo wprowadzili

badacze w spektorskpii rentgenowskiej. Gdyż przenoszenie elektronów z

warstw zewnętrznych do warstwy K jest związane z emisja promieniowania

rentgenowskiego.

Teoria Bobra opisuje dokładnie obserwowane widma atomowe dla atomu

wodoru. Wprowadzając pewne udoskonalenia dla zrównoważenia wpływów

spowodowanych przez zjawisko odpychania elektron-elektron, teorie Bobra

można rozszerzyć na inne pierwiastki. Jednak model Bobra ma kilka

poważnych niedociągnięć, wskutek czego wprowadzono bardziej wyszukana

teorie budowy atomu.

Modle Bobra wyjaśniał regularności w widmach liniowych, lecz także

umożliwiał racjonalne wytłumaczenie okresowego powtarzania się

właściwości chemicznych pierwiastków. Elektrony mają dostępne ściśle

określone poziomy energetyczne. Załóżmy ponadto, że maksymalna liczba

elektronów na każdym poziomie energetycznym atomu jest również

ograniczona i zgodnie z założeniem Bobra wynosi 2n2. Dla n=1 wynosi 2,

dla n=2 wynosi 8, dla n=3 wynosi 18 .

Warstwa każdorazowo zapełniona, gdy ma 2, 8, 18, 32… elektronów.

Właściwości chemiczne zależą głównie od liczby elektronów na najbardziej

zewnętrznym poziomie energetycznym, ograniczenie populacji do 2n2

prowadzi automatycznie do okresowego powtarzania się tej samej liczby

elektronów w powłoce zewnętrznej i stąd powtarzania się tych samych

właściwości.

Jednym ze słabych punktów teorii Bobra jest to, że nie wyjaśnia ona

dlaczego ruchy elektronów są ograniczone tylko do pewnych orbit. Bohr

zakładał, że moment pędu jest kantowy i nie tłumaczył dlaczego.

De Broglie możliwe wyjaśnienie kwantowej natury elektronów. Zasugerował

że każda poruszająca się cząstka ma falową naturę podobna do światła. De

Broglie podał następujący wzór na długość fali 9fali materii):

h

λ = mv

gdzie: h – stała Plancka

mv – moment cząstki

Po przekształceniach otrzymujemy warunek kwantowy Bohra.

Z koncepcji fali wynika że elektron nie można dokładnie zlokalizować.

Zamiast traktować elektron jak oddzielna cząstkę wprowadzno pojecie fali.

Zagadnienie to, wspólne dla cząstek o małej masie matematycznie opracował

Heisenberg. W słynnym twierdzeniu zwanym zasada nieoznaczoności.

Zasada nieoznaczonośći (Heisenberg 1927 r.)

Nie jest możliwe jednoczesne dokładne zmierzenie położenia cząstki i pędu.

Niepewność tą można wyrazić, mówiąc, że nieoznaczoność położenia cząstki

razy nieoznaczoność pędu jest rzędu stałej Plancka h. Im dokładniej staramy

się określić pęd lub położenie cząstki tym większa jest niepewność

oznaczania innych zmiennych.

Ponieważ nie można wykreślić torów dla elektronów w atomach najlepiej

jest mówić o prawdopodobieństwie znalezienia się elektronu w określonym

miejscu atomu. Obliczenie tego rodzaju prawdopodobieństwa jest bardzo

zawikłanym zagadnieniem matematycznym,.

Prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu można określić jako rozkład

prawdopodobieństwa. Istnieją trzy sposoby przedstawienia rozkładu.

Prawdopodobieństwa. Rys. 415. Na rysunku a prawdopodobieństwo

znalezienia się elektronu

Rzeczywistości elektrony wykonują bardzo skomplikowane ruchy z dużą

prędkością.

Obszar, w którym prawdopodobieństwo przebywania elektronu przybiera

znaczne wartości, wypełnia jak gdyby „chmura prawdopodobieństwa”, którą

nazywamy chmurą elektronową. Każdym punkcie tej chmury elektron

znajduje się względnie często. Im częściej się tam znajduje tym, tym chmura

jest gęściejsza. Możemy, więc chmurę elektronową traktować jako elektron

rozmazany w przestrzeni. Chmura elektronowa jest pewnym sposobem

przedstawiania orbitalu.

Klasyczna elektronowa teoria budowy cząsteczek nie rozróżnia stanów w

jakich może znajdować się elektron, podczas gdy mechanika kwantowa

wykazała, że np. elektrony s zachowują się odmiennie niż elektrony p, w

szczególności mają chmury elektronowe odmiennych kształtów.

Chmury elektronów s mają zawsze symetrię sferyczną: tzn., że we

wszystkich kierunkach prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danej

odległości od jądra jest jednakowe. Chmura elektronu s jest zawsze kulista.

Dla wyższych wartości głównej liczby kwantowej istnieją wewnątrz chmury

elektronem elektronów s współśrodkowe obszary o bardzo małej gęstości

prawdopodobieństwa, chmura zawsze pozostaje kulista.

rys. orbital s

Chmury elektronów p mają kształt przestrzennej ósemki.

rys. orbital p

rys orbital d

W wiązaniach kowalencyjnych przeważnie uczestniczą elektrony s i p,

ograniczymy się do rozpatrzenia ich chmur elektronowych. .

Wiązanie kowalencyjne powstaje wówczas, gdy chmura niesparowanego

elektronu jednego atomu i chmura niesparowanego elektronu drugiego atomu

przenikają się (nakładają) nawzajem.

Najprostszy typ wiązania kowalencyjnego – jest to wiązanie za

pośrednictwem pary s-s. Atom nie może mieć więcej niż jeden niesparowany

elektron s. We wszystkich kierunkach od jądra właściwości chmury tego

elektronu są jednakowe: żaden kierunek nie jest wyróżniony. Jeżeli więc w

dowolnym kierunku chmura kulista niesparowanego elektronu s natrafi na

tka chmurę elektronu innego atomu, wytworzy się wiązanie s-s,

przedstawione schematycznie. Cząsteczka wodoru. H-H.

Wiążące orbitale δ i π.