UKA
AD OKRESOWY
PIERWIASTKÓW
Pierwiastki w układzie okresowym są uszeregowane zgodnie ze wzrostem
ich liczby atomowej.
Prawo okresowości
Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków zmieniają się okresowo,
w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej przechodzimy do
pierwiastków o coraz większej liczbie atomowej (cyklicznie powtarzające się
podobieństwa).
UKA
AD OKRESOWY
PIERWIASTKÓW
GRUPY I OKRESY
Poziome wiersze w układzie okresowym nazywane okresami zawierają
pierwiastki, których atomy posiadają taką samą liczbę powłok
elektronowych.
Pionowe kolumny układu okresowego nazywane grupami zawierają
pierwiastki, których atomy posiadają taką samą konfigurację zewnętrznych
powłok elektronowych.
WA
AŚCIWOŚCI PIERWIASTKÓW
Promień atomowy pierwiastka  definiuje się go jako połowę odległości
między środkami sąsiednich atomów (w sieci krystalicznej metalu lub
związku chemicznym).
Promień jonowy  udział pierwiastka w odległości między sąsiednimi
jonami w jonowej substancji stałej.
Rys. 17 i 18 str
313 i 314
Atkins
Rys. 16.2 str 517
bielanski tom II
Energia jonizacji
Jest to energia potrzebna do oderwania
elektronu od atomu pierwiastka
znajdującego się w fazie gazowej.
Rys.
Pierwsza energia jonizacji (oderwanie
7.40 str.
elektronu od obojętnego atomu).
Cu(g) Cu+(g) + e-(g)
317
Druga energia jonizacji (energia potrzebna
Atkins
do oderwania elektronu od pojedynczo
naładowanego kationu.
Cu+(g) Cu2+(g) + e-(g)
Rys. 16.3 str 522
bielanski tom II
Powinowactwo elektronowe pierwiastka  jest to energia wydzielona
podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka znajdującego się
w stanie gazowym.
Elektroujemność
Jest to wielkość charakteryzująca tendencję atomu znajdującego się
w cząsteczce do przyciągania ku sobie elektronów.
Wyznaczanie elektroujemności
Skala Paulinga, Mullikana oraz Allreda i Rochowa
Najczęściej używana Skala Paulinga  dobrana tak, aby różnica
elektroujemności atomów tworzących wiązanie była równa jego
momentowi dipolowemu.
Elektroujemność
Tablica 3.4 str 112
LEE
WI
ZANIA CHEMICZNE
WI
ZANIA CHEMICZNE
Wiązania chemiczne wytwarzają się wskutek oddziaływań pomiędzy
elektronami i jądrami łączących się atomów.
Oddziaływania te powodują, że atomy te pozostają względem siebie
w stałej odległości, którą nazywamy długością wiązania.
Charakter wiązania chemicznego i jego właściwości zależą od różnych
czynników, tj.:
- konfiguracja elektronowa atomów,
- ładunek jąder atomowych,
- rozmiar oddziaływujących atomów.
Kiedy może powstać wiązanie chemiczne?
Jeżeli energia utworzonego związku jest mniejsza od sumy energii
oddzielnych atomów.
Symbole Lewisa i Reguła Oktetu
H H H H H H
H Cl H Cl H Cl
Atomy pierwiastków tworzących wiązanie chemiczne dążą do uzyskania
konfiguracji elektronowej najbliżej położonego w układzie okresowym
gazu szlachetnego  czyli całkowitego zapełnienia powłoki walencyjnej
przez elektrony.
Wiąże się to z uzyskaniem układu 8 elektronów walencyjnych z wyjątkiem
dążenia do uzyskania konfiguracji helu.
Taki układ może być osiągnięty przez przyjęcie, oddanie lub uwspólnienie
elektronów.
Czy zawsze reguła oktetu jest spełniana???
Okazuje się, że można napotkać odstępstwa:
- istnieją związki hipowalencyjne  posiadające atomy z niepełnym
oktetem elektronów na powłoce walencyjnej, np. BF3 (tylko 6 elektronów
walencyjnych),
- istnieją związki hiperwalencyjne  posiadające atomy z liczbą
elektronów walencyjnych większą niż oktet, np. SF6,
- rodniki, które posiadają nieparzysta liczbę elektronów walencyjnych,
- wiązania z udziałem metali przejściowych (w których uwzględnia się
regułę związaną z obecnością orbitali d  18 elektronów)
GA
ÓWNE TYPY WI
ZAC
CHEMICZNYCH
- WI
ZANIA JONOWE
- WI
ZANIA KOWALENCYJNE
- WI
ZANIA METALICZNE
- oraz inne wiązania o charakterze pośrednim  np. wiązanie
kowalencyjne spolaryzowane, wiązanie koordynacyjne.
WI
ZANIE JONOWE
Atom pierwiastka o małej elektroujemności traci swoje elektrony
walencyjne na rzecz atomu drugiego pierwiastka o wysokiej
elektroujemności (całkowite przeniesienie elektronu/elektronów z jednego
atomu do drugiego).
Oba atomy osiągają w ten sposób konfigurację elektronową gazu
szlachetnego.
Wytworzone jony (dodatni i ujemny) przyciągają się w wyniku działania sił
elektrostatycznych.
Na  1s2 2s2 2p6 3s1 Na+  1s2 2s2 2p6
Cl - 1s2 2s2 2p6 3s2 sp5 Cl- - 1s2 2s2 2p6 3s2 sp6
Na Cl
W przypadku ciał stałych tworzy się uporządkowana struktura
Np. NaCl
Każdy jon Na+ jest otoczony sześcioma jonami Cl- i odwrotnie.
W krysztale jonowym nie udaje się wyróżnić pojedynczych cząsteczek.
Jakie właściwości posiadają związki w których występuje
wiązanie jonowe?
- w stanie stałym tworzą sieci jonowe (wiązanie nie ma charakteru
kierunkowego)  substancje krystaliczne
- duża energia oddziaływania = wysokie temperatury topnienia
- dobra rozpuszczalność w rozpuszczalnikach jonowych (np. woda)
- w fazie krystalicznej nie przewodzą prądu, ale stopione lub
rozpuszczone są dobrymi rozpuszczalnikami
Czy osiągnięcie oktetu
elektronowego jest związane
z obniżeniem energii???
Atomy metali mogą  oddawać
elektrony, ale wymaga to
dostarczenia energii jonizacji.
Rys. 8.6
Uzyskanie konfiguracji
str 339
elektronowej gazu szlachetnego
też może wymagać dostarczenia
Atkins
energii, np. O O2- 703 kJ/mol.
Siła napędowa powstawania
wiązań  obniżenie energii
związane ze skupieniem jonów
w fazę stałą i silnym wzajemnym
przyciąganiem (entalpia sieciowa).
Efekt biernej pary elektronowej
Niektóre pierwiastki mogą tworzyć więcej niż jeden typ kationu, np. Sn2+
i Sn4+.
Efekt ten jest uwarunkowany różnicą energii elektronów walencyjnych
orbitali s i p.
Taką tendencje obserwuje się dla najcięższych pierwiastków w danej
grupie układu okresowego  atomy tracą tylko elektrony z orbitali
p podczas, gdy elektrony z orbitalu s pozostają w atomie  duża różnica
energii podpowłoki s i p.
Rys. 8.5
str 338
Atkins
Charakter wiązania jonowego (%) w zależności od różnicy
elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie ("x)
WI
ZANIE KOWALENCYJNE
Atomy pierwiastków o wysokiej elektroujemności wiążą się ze sobą
przez uwspólnienie par elektronów (dążenie do uzyskania oktetu).
Wysoka energia jonizacji niemetali uniemożliwia utworzenie wiązań
jonowych.
Powstaje wspólna para elektronowa  ładunek rozmieszczony
symetrycznie w przestrzeni między jądrami atomów tworzących
wiązanie.
H H H H
Wartościowość pierwiastka 
liczba wiązań kowalencyjnych
jaką może utworzyć atom
O O O O
danego pierwiastka.
Rys. 8.13 str
345 Atkins
Tworzenie wiązań kowalencyjnych  nakładanie się orbitali atomowych
Wiązania kowalencyjne  mają charakter kierunkowy, istnieją
w różnych stanach skupienia, tworzone są wyraz
nie wyodrębnione
cząsteczki, oddziaływania między cząsteczkami są stosunkowo słabe 
przyczyna niskich temperatur wrzenia i topnienia
Związki chemiczne posiadające wiązania kowalencyjne:
- mogą tworzyć kryształy cząsteczkowe,
- nie dysocjują na jony,
- dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych.
Długość wiązań
Energia
odpychanie
Odległość
przyciąganie
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
Utworzone pomiędzy atomami pierwiastków, różniących się
elektroujemnością ("x nie większa niż 1,7)  uwspólniona para
elektronowa przesunięta w stronę pierwiastka o większej
elektroujemności.
O
O C O
H H
O C O O
H H
Elektroujemność C  2,5; H  2,1; O  3,5
H Cl
Przesunięcie się wspólnej pary elektronowej powoduje powstanie
momentu dipolowego  tego typu cząsteczki maja budowę polarną.
+ -
Moment dipolowy
Elektryczny moment dipolowy p dwóch punktowych ładunków
o jednakowych wartościach q i przeciwnych znakach jest równy
iloczynowi odległości d między nimi i wartości ładunku dodatniego
(wektor d ma kierunek prostej łączącej ładunki i zwrot od ładunku
ujemnego do dodatniego).
p = q " d
WI
ZANIE KOORDYNACYJNE
Utworzone przez parę elektronową, która w całości pochodzi od
jednego z atomów tworzących wiązanie.
Atom dostarczający elektrony to donor, natomiast atom przyjmujący
parę elektronową, to akceptor elektronów.
Wiązanie koordynacyjne występuje w grupie związków nazywanych
związkami koordynacyjnymi (kompleksowymi).
A
ADUNEK FORMALNY
A
adunek formalny  ładunek, który miałby atom przy założeniu czysto
kowalencyjnego charakteru wiązania i wynikającego z tego idealnego
sparowania elektronów.
Odróżnia to pojęcie ładunku formalnego od definicji stopnia utlenienia,
gdzie zakładamy czysto jonowy charakter wiązania.
FC = V  (L + 1/2 S)
Rys.
8.15 str
FC  ładunek formalny
V  liczba elektronów walencyjnych
w wolnym atomie
355
L  liczba elektronów tworzących wolne pary
S  liczba elektronów uwspólnionych
Atkins
Wartość ładunku formalnego wskazuje na prawdopodobieństwo
utworzenia się danej struktury.
Najtrwalsze są z reguły takie struktury, w których ładunki formalne
indywidualnych atomów są najbardziej zbliżone do 0.
Takie struktury mają najprawdopodobniej najniższą energię.
Wzory 22 i 23
str 355 dół
Atkins
STOPIEC
UTLENIENIA
Definiowany jako liczba ładunków elementarnych jaką by przypisano
atomowi, gdyby cząsteczka w której skład wchodzi miała budowę jonową.
Zakładamy, że:
-suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi 0,
-pierwiastkom w stanie wolnym przypisujemy stopień utlenienia 0,
-fluor zawsze występuje na -1 stopniu utlenienia,
-tlen najczęściej przyjmuje stopień utlenienia -2 (wyjątki nadtlenki,
ponadtlenki.
+1 +6 -2 +1 +4 -2 +1 -1 +2 -1 +3 -1 0 +1 -2
H2SO4 H2SO3 HCl CaH2 BF3 C6H12O6
+3 +5 -2 +2 -2 +1 +2 +5 -2 +2 +6 -2
Fe(NO3)3 Fe(OH)2 Ca3(PO4)2 CaSO4"2H2O
WI
ZANIE METALICZNE
Powstaje pomiędzy atomami metali  mała elektroujemność, niewielka
liczba elektronów walencyjnych.
- elektron
- atom metalu
Na Na+ + e (gaz elektronowy)
Cechy metali powodują, że w kryształach metali powstają pasma
zdelokalizowanych elektronów, które mogą swobodnie przemieszczać się
pod wpływem przyłożonego napięcia elektrycznego  przewodnictwo
elektryczne.
Wiązania metaliczne nie mają charakteru kierunkowego.
Metale nie tworzą układu o stałej stechiometrii (cząsteczka).
Istnienie zdelokalizowanych elektronów jest również przyczyną dużej
wytrzymałości mechanicznej i wysokich temperatur topnienia metali.
W przyrodzie w większość wiązań chemicznych występujących w różnych
związkach ma charakter pośredni pomiędzy wymienionymi wcześniej
typami wiązań.
Rys str 41 Lee
ODDZIAA
YWANIA MI
DZYCZ
STECZKOWE
Siły van der Waalsa
Obserwujemy nie tylko oddziaływania pomiędzy atomami tworzącymi
cząsteczki, ale również pomiędzy poszczególnymi cząsteczkami.
Jakiego typu mogą to być oddziaływania?
Oddziaływania dipol-dipol
Tworzone przez polarne cząsteczki (trwałe dipole) są indukowane
poprzez przyciąganie między cząstkowymi ładunkami
oddziaływujących cząsteczek.
Oddziaływania pomiędzy dipolem trwałym i indukowanym
W cząsteczkach, które nie posiadają trwałego momentu dipolowego, może on
byd wzbudzany przez cząsteczki z trwałym momentem dipolowym.
Taki wzbudzony dipol i trwały dipol oddziałują na siebie podobnie jak dwa trwałe
dipole, tyle że znacznie słabiej.
Oddziaływania między dipolami indukowanymi (siły Londona)
Elektrony przemieszczające się w cząsteczce mogą gromadzić się
w pewnym obszarze powodując powstanie chwilowego ładunku
ujemnego. W innym obszarze powstaje chwilowy ładunek dodatni.
Nierównomierny rozkład ładunku wytwarza chwilowy moment dipolowy
i powoduje oddziaływania miedzy sąsiednimi cząsteczkami.
Siła tych oddziaływań zwiększa się ze wzrostem liczby elektronów,
a w przypadku cząsteczek o identycznym składzie oddziaływania te są
silniejsze w przypadku cząsteczek o bardziej liniowym kształcie.
WI
ZANIA WODOROWE
Tworzone w wyniku przyciągania elektrostatycznego między atomem
H i atomem zawierającym wolne pary elektronowe.
Może występować, gdy w cząsteczce atom H jest połączony wiązaniem
kowalencyjnym z innym atomem o dużej elektroujemności, tym samym
uzyskując ładunek dodatni.
Wtedy pierwotne wiązanie wodór  elektroujemny atom zostaje
osłabione, ale może powstać nowe słabsze wiązanie między atomem
wodoru i innym atomem elektroujemnym (posiadającym wolną parę
elektronową).
wiązanie
wodorowe
Rys.
INTERNET
Konsekwencje występowania wiązań wodorowych
Stosunkowo wysoka temperatura wrzenia i krzepnięcia wody, istnienie
trzeciorzędowej struktury białek.
Porównanie sił oddziaływań
Typ oddziaływania Energia
kJ/mol
jon-jon 250
dipol-dipol 2
siły Londona 2
wiązania wodorowe 20
Jaki jest efekt oddziaływań międzycząsteczkowych?
Ich wynikiem jest tworzenie przez cząsteczki cieczy i ciał stałych.
Im większa siła oddziaływania międzycząsteczkowego w cieczy, tym
większa energia potrzebna do rozdzielenia cząsteczek i tym większa
temperatura wrzenia.
BUDOWA CZ
STECZKI
W jaki sposób możemy ustalić przestrzenne rozmieszczenie atomów
w cząsteczce?
Jednym ze sposobów jest wykorzystanie metody VSERP (Valence Shell
Electron Pair Repulsion)  model odpychania się par elektronowych
powłoki walencyjnej
Założenia:
- atomy w cząsteczkach łączą się z wykorzystaniem par elektronowych
- w atomach mogą występować wolne pary elektronowe nie biorące
udziału w tworzeniu wiązań chemicznych
- pary elektronów oddziaływają na siebie
- cząsteczki przyjmują takie kształty, żeby zminimalizować te
oddziaływania  następuje to poprzez zajmowanie przez pary
elektronowe położenia jak najbardziej oddalonego od siebie
Jaka jest procedura określania kształtu cząsteczki metodą VSERP?
1. Ustalić ile par elektronowych występuje na atomie centralnym (wiązanie
wielokrotne jest równoważne pojedynczej parze elektronowej)
2. Zlokalizować obszary dużej gęstości elektronowej jak najdalej od siebie,
aby zminimalizować ich odpychanie się
3. Ustalić, które położenia są zajęte przez pary elektronowe, a które przez
wiązania (wybrać położenia, które maksymalnie zmniejszają odpychanie
wolnych par elektronowych)
4. Określić kształt cząsteczki na podstawie położenia par elektronowych
tworzących wiązania
5. Założyć odkształcenie cząsteczki powodujące, że wolne pary
elektronowe znajdują się najdalej od siebie i od par wiążących
Odpychanie maleje w szeregu: wolna para  wolna para,
para wolna  para wiążąca, para wiążąca  para wiążąca
Przykładowe kształty cząsteczek
Rys. 9.5 str
384 Atkins +
internet
TEORIA ORBITALI MOLEKULARNYCH
Mechanika kwantowa mówi, że cząsteczka jest układem składającym się
z pewnej liczby elektronów i jąder.
Stan układu opisują funkcje falowe będące rozwiązaniem równania
Shr�dingera.
Zakłada się tworzenie orbitali molekularnych (cząsteczkowych), które
zachodzi wskutek nakładania się orbitali atomowych.
Powstający orbital molekularny nazywa się liniową kombinacją orbitali
atomowych (LCAO  ang. linear combination of atomic orbitals).
Podsumowując - zachowanie elektronów w atomie i cząsteczce opisują
funkcje falowe  w pierwszym przypadku ich rozwiązaniem są orbitale
atomowe, a w drugim orbitale cząsteczkowe.
Jakie orbitale atomowe mogą tworzyć orbital molekularny?
Wymaga się spełnienia 3 warunków:
1. Obu orbitalom atomowym wchodzącym w kombinację liniową muszą
odpowiadać porównywalne energie elektronów.
2. Orbitale atomowe wchodzące w kombinacje liniową muszą pokrywać
się ze sobą (im pokrywanie się orbitali jest pełniejsze, tym
wytworzone wiązanie jest mocniejsze).
3. Orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową wykazują tą
samą symetrię w stosunku do osi łączącej obydwa jądra.
W jaki sposób można wyznaczyć orbitale molekularne dla cząsteczki A-B?
Orbital cząsteczkowy
�AB = cA " �A + cB " �B (�  amplituda funkcji falowej)
Stosuje się metodę wariacyjną do wyszukania funkcji falowej stanowiącej
najlepsze przybliżenie rzeczywistej funkcji falowej stanowiącej zachowanie
elektronów w cząsteczce.
Polega to na dobraniu odpowiednich współczynników cA i cB pozwalających na
określenie minimum energii układu.
�AB+ = cA " �A + cB " �B (orbital wiążący)
�AB- = cA " �A - cB " �B (orbital antywiążący)
W pierwszym przypadku amplitudy funkcji falowych nakładających się orbitali
sumują się (niższa energia układu), a w drugim odejmują (wyższa energia
układu).
Interferencja funkcji falowych
Orbital wiążący
Orbital antywiążący
Rys 9.51 i 9.52 str
421 Atkins
Kształt orbitali wiążących i antywiążących
Wiązania � i Ą
Rys. 4.1 i4.2 str 127, 128 Bielan -
pomieszad
Energia orbitali wiążących i antywiążących
Rys 9.53
Elektrony obsadzają najpierw
orbital molekularny
str 422
o najniższej energii,
a następnie orbitale o coraz
Atkins
wyższej energii.
Obowiązuje reguła Hunda
i Zakaz Pauliego
Energia orbitalu wiążącego i antywiążącego powstałych
w wyniku nałożenia się dwóch atomowych orbitali s
Orbitale molekularne w cząsteczce H2 i Li2
Rys. 9.54 str 422
Atkins
Rys 4.4 str 132 Bielan
Cząsteczka H2 Cząsteczka Li2
Orbitale molekularne w homojądrowych cząsteczkach
dwuatomowych
Rys 4.5 str 134
Bielan
Schemat orbitali molekularnych cząsteczek azotu i tlenu
Orbitale molekularne w dwuatomowych cząsteczkach
heterojądrowych
Rys 4.7 i 4.8 str
140 i 141 Bielan
Cząsteczka LiH Cząsteczka HF
Rząd wiązania
Rząd wiązania (RW)  połowa rożnicy pomiedzy liczba elektronów
znajdujących się na orbitalach wiążących, a liczbą elektronów
znajdujących się na orbitalach antywiążących.
RW = � (liczba e na orbitalach wiążących  liczba e na orbitalach
antywiążących)
dla H2 RW = � (2  0) = 1 H H
dla F2 RW = � (8  6) = 1 F F
dla O2 RW = � (8  4) = 2 O O
dla N2 RW = � (8  2) = 3 N N
CZ
STECZKI WIELOATOMOWE  HYBRYDYZACJA ORBITALI
Orbitale molekularne w cząsteczkach wieloatomowych
H2O 1s 2s 2p
H O
NH3
H N
CH4
H C
Hybrydyzacja orbitali
H2O 1s 2sp3 2sp3
H O H2O
NH3
H N NH3
CH4
H C CH4
HYBRYDYZACJA  proces tworzenia się zespołu nowych, jednakowych
i ukierunkowanych w przestrzeni orbitali cząsteczkowych z kombinacji
orbitali atomowych.
W wyniku hybrydyzacji powstaje ta sama ilość orbitali o jednakowym
kształcie i jednakowej energii.
TYPY HYBRYDYZACJI
Hybrydyzacja sp  digonalna (liniowa)  np. BeCl2
stan podstawowy stan wzbudzony
1s 2s 2p 1s 2sp
Hybrydyzacja orbitali atomu berylu
Rys. 4.16 str 153 Bielan
Pokrywanie się zhybrydyzowanych orbitali atomu berylu z orbitalami 3p atomów chloru.
Hybrydyzacja sp2  trygonalna  np. BF3
stan podstawowy stan wzbudzony
1s 2s 2p 1s 2sp2
Hybrydyzacja orbitali atomu boru
Rys. 4.24 str 161 Bielan
Pokrywanie się zhybrydyzowanych orbitali atomu boru z orbitalami 2p atomów fluoru.
Hybrydyzacja sp3  tretraedryczna  np. CH4
stan podstawowy stan wzbudzony
1s 2s 2p 1s 2sp2
Hybrydyzacja orbitali atomu węgla
Rys. 4.12 str 150
Bielan
Pokrywanie się zhybrydyzowanych
orbitali atomu węgla z orbitalami 1s
atomów wodoru.
W przypadku atomów pierwiastków należących do trzeciego i następnych
okresów układu okresowego można obserwować udział orbitali d
w hybrydyzacji i pomieszczenie więcej niż 4 par elektronowych  np. PCl5,
SF6.
Najważniejsze rodzaje hybrydyzacji orbitali
Tab 4.4 str 154
Bielan
Przestrzenne rozmieszczenie wiązań tworzonych przez orbitale zhybrydyzowane
Rys 4.17 str 154
Bielan
WI
ZANIA ZDELOKALIZOWANE
Cząsteczka ozonu O3
Wiązanie zdelokalizowane  obejmujące więcej niż 2 atomy
W tym przypadku delokalizacji ulegają tylko wiązania Ą.
Rys 4.4, 4.5 i 4.6
str 161, 162
Bielan
Wielokrotne wiązania węgiel-węgiel
Etan  C2H6
Hybrydyzacja sp3
H H
H C C H
H H
Wszystkie orbitale typu �, wiązania pojedyncze
Eten  C2H4
Rys. 4.19 i 4.20
str 156 Bielan
Hybrydyzacja  sp2
H H
C C
H H
Pomiędzy atomami węgla występuje
wiązanie typu � i Ą - wiązanie
podwójne.
Orbitale tworzące wiązanie Ą nie
Pokrywanie się orbitali
ulegają hybrydyzacji.
w cząsteczce etenu
Etyn  C2H2
Rys. 4.22 i 4.23
Hybrydyzacja  sp
str 157 Bielan
H C C H
Pomiędzy atomami węgla występuje
wiązanie typu � i dwa wiązania typu
Ą - wiązanie potrójne.
Orbitale tworzące wiązania Ą nie
ulegają hybrydyzacji.
Pokrywanie się orbitali
w cząsteczce etynu
Wiązanie aromatyczne
Związki aromatyczne mają budowę pierścieniową i posiadają zdelokalizowane
elektrony.
Długości wiązań pomiędzy atomami węgla pośrednie pomiędzy długością
wiązania pojedynczego i podwójnego.
Benzen C6H6
Hybrydyzacja atomów węgla sp2
Rys 9.44
Kąty między wiązaniami węgla  120�
Wszystkie wiązania pomiędzy str 416
atomami węgla są identyczne
Atkins
Niezhybrydyzowany orbital atomu C może tworzyć wiązania Ą z każdym
ze swoich sąsiadów.
Możliwe są różne struktury rezonansowe. W wyniku rezonansu wiązanie Ą
jest zdelokalizowane na cały pierścień jako chmura elektronowa nad i pod
pierścieniem.
Rys. 9.45 i 9.46 str
416 Atkins
Przykładowe energie wiązań chemicznych
Tabela 4.6 str 160 Bielan